Fuerzas intermoleculares en moléculas no polares: fuerzas de van der Waals

En las moléculas no polares se establecen fuerzas electrostáticas muy débiles, entre los núcleos positivos de una molécula y los electrones que forman las cubiertas electrónicas de las moléculas inmediatas. Estas débiles fuerzas electrostáticas entre las moléculas no polares, se denominan fuerzas de van der Waals.

Las fuerzas de van der Waals se explican de la siguiente manera:

1. En una molécula no polar la distribución de carga es simétrica.

2. Como los electrones se están desplazando, en un instante de tiempo la distribución simétrica de carga se distorsiona, formándose un pequeño dipolo momentáneo.

3. Este dipolo momentáneo afecta la distribución de carga de otra (u otras) molécula (s), la(s) polariza y conduce a la formación de un dipolo inducido.

4. Entre estos dipolos instantáneos se establece una atracción neta, originando las fuerzas de van ser Waals, las cuales son de muy corto alcance. Sólo actúan entre las moléculas diferentes que están en contacto intimo, es decir, entre sus superficies.

Mientras mayor es el número de átomos que forman una molécula, las fuerzas de van der Waals aumentan. Lo mismo sucede al aumentar la masa molar. Esto trae como consecuencia que los puntos de fusión men. Esto trae como consecuencia que los puntos de fusión y ebullición aumenten. Esto puede apreciarse en el siguiente cuadro donde se presentan 6 miembros de la serie homóloga de los alcanos.

Puntos de fusión y ebullición de las moléculas polares y no polares

Puntos de fusión y ebullición de las moléculas polares y no polares

Ya sabemos que en los compuestos no iónicos (ejemplo: compuestos orgánicos). los sólidos están formados por unidades estructurales llamadas moléculas. Si las moléculas son polares se producen fuerzas intermoleculares de naturaleza eléctrica, llamada interacción dipolo-dipolo, que las mantiene unidas en el sólido. La parte positiva de una molécula atrae a la negativa de otra y la parte negativa de la primera atrae a la positiva de la segunda.

Si la molécula no es polar (apolar) esta interacción dipolo-dipolo no existe y en consecuencia las moléculas polares generalmente se unen entre si más firmemente que las no polares de masa molar parecida. Esta diferencia entre la intensidad de las fuerzas intermoleculares se refleja en las propiedades fisicas de los compuestos involucrados.

Para fundir una sustancia (sólido→líquido) o vaporizarla (liquido→vapor), es necesario suministrar energia para vencer las fuerzas intermoleculares que mantienen unidas a las particulas, en el sólido o liquido respectivamente.

Si la molécula es polar, se necesita mayor energia para romper estas fuerzas con relación a una molécula no polar de masa molar semejante. El resultado general es que el punto de fusión y el punto de ebullición de las sustancias que poseen moléculas polares, son mayores que el de aquellas sustancias que poseen moléculas no polares, de masa molar semejante. En el ejemplo anexo se señalan caracteristicas y propiedades del H₂O y CH₄.

Es conveniente señalarte que los puntos de fusión y ebullición del NaCl son 801°C y 1431°C, respectivamente.

Polaridad de moléculas de compuestos orgánicos

1.2. Polaridad de moléculas de compuestos orgánicos

Una molécula es polar cuando el centro de carga negativa no coincide con el centro de carga positiva, por lo tanto, la molécula posee dos polos y en consecuencia constituye un dipolo. Cuando la molécula es polar su momento dipolar es diferente de cero.

La polaridad de una molécula y en consecuencia su momento dipolar, es una combinación de las polaridades de los enlaces individuales. Con algunos ejemplos podrás tener clara la situación.

a) Fórmula: CH₄

En esta molécula el átomo de carbono se encuentra en el centro de un tetraedro regular, mientras que los hidrógenos se ubican en cada uno de sus vértices

Cada enlace presenta polaridad

Ahora determinemos la resultante entre cada par de enlace.

Se observa que ambas resultantes poseen igual magnitud pero sentidos contrarios. Como resultado, el momento dipolar es cero y la molécula no es polar (apolar).

NOTA

Las resultantes se dirigen a aristas opuestas del tetraedro. En el plano no es fácil observar el sentido contrario de ambas en un 100%.

 

b) Clorometano o cloruro de metilo Formula: CH₃Cl

Geometría tetraédrica

El cloro es un elemento muy electronegativo y atrae fuertemente los electrones de enlace. La resultante de los enlaces H-C-Cl, aunque posee sentido contrario a la resultante de los enlaces H-C-H, no se anulan, porque la primera posee una magnitud mayor. En consecuencia la molécula de CH₃Cl posee un momento dipolar (μ= 1,86 D) y constituye un dipolo

c) Etino o acetileno

Fórmula: C₂H₂

Geometría: cilíndrica.

Aunque cada enlace C-H posee polaridad, sus resultantes tienen sentido contrario y en consecuencia se anulan. Por lo tanto, la molécula de C₂H₂ no posee momento dipolar (μ = O D), no constituye un dipolo. La molécula es apolar

Otros ejemplos se señalan a continuación:

Hidrocarburos: μ = O D

Diclorometano o cloruro de metilo (CH₂Cl₂): μ = 1,55 D

Triclorometano o cloroformo (CHCl₃): μ = 1,02 D

Conclusión general

Aunque dentro de una molécula existan enlaces polares, no es garantia para que la molécula total sea polar, es decir, tenga un valor para a diferente de cero.

Concentración de una solución

Para fijar la composición de una solución hay que indicar la naturaleza de sus componentes y las cantidades relativas en la que intervienen.

La solución queda caracterizada mediante su concentración, la cual indica la cantidad de soluto disuelto en una determinada cantidad de solvente y puede ser expresada cualitativa o cuantitativamente.

Los términos diluido y concentrado se usan para describir cualitativamente una solución. Así, por ejemplo:

a) Si colocamos 100ml de agua en un vaso de pre cipitados, tendremos una sustancia pura, pero nunca una solución, puesto que no contiene soluto.

b) Si añadimos una pequeña cantidad de soluto ten dremos inmediatamente una solución diluida, es decir, una solución que contiene una pequeña porción de soluto, en comparación con la canti dad de solvente.

c) Si seguimos adicionando soluto, observamos que la solución se va haciendo más concentrada, lo cual se puede comprobar experimentalmente, ya que la concentración influye sobre el punto de ebullición, el cual debe haber aumentado.

Luego, en términos cualitativos, las soluciones pueden ser:

Diluidas: son aquellas soluciones donde la cantidad de soluto es pequeña, con respecto al volumen to tal de la solución.

Concentradas: son aquellas soluciones donde la cantidad de soluto es grande, con respecto al volu men total de la solución.

Las soluciones concentradas se subdividen en:

Insaturadas: contienen mucho soluto disuelto, sin llegar a la saturación.

Saturadas: que han alcanzado la máxima concentración. Sobresaturadas: que contienen mayor cantidad de soluto que la saturada, pero en equilibrio inestable.

En términos cuantitativos, los químicos utilizan diferentes expresiones para la concentración, con el fin de establecer las relaciones porcentuales entre las cantidades de sustancias presentes. Estas expresiones vienen dadas en unidades físicas o químicas. Estudiaremos las unidades físicas y los cálculos referentes a cada una de ellas. Las más frecuentes son:‌‌

a) Tanto por ciento en masa-masa (% en m/m)‌

b) Tanto por ciento en volumen-volumen (% en v/v)‌

c) Tanto por ciento en masa-volumen (% en m/v)

Preparación de Soluciones

Para preparar una solución es necesario tener en cuenta los siguientes aspectos:

+ Los cálculos previos: se deben realizar con el fin de conocer la cantidad de soluto que se debe disolver, para ello se debe tomar en cuenta la presentación o caracteristicas del material del que se dispone (sólido, líquido puro, liquido impuro, etc.)

+ Medición del soluto: utilizando los instrumentos necesarios, la balanza en el caso de medir masa, o cilindro graduado en el caso de medir volumen.

+ Para lograr el volumen final de la solución se utiliza el balón (matraz) aforado, con el cual se puede medir un único volumen, que debe ser el mismo que se utilizó en los cálculos.

+ Disolución del soluto: si se trata de un soluto sólido se disuelve en el envase que se utilizó para pesar (vaso de precipitado), y se vierte dentro del balón; posteriormente se realizan varios lavados con porciones muy pequeñas del solvente, para arrastrar y disolver todo el soluto; en el caso de ser un soluto en estado líquido se puede colocar directamente en el ba lón aforado y, posteriormente, disolver con una porción del solvente. Después se procede a enrasar (llenar hasta la raya).

+ Una vez que el contenido del balón se encuentre a la altura de la se procede a su mezclado colocándole la tapa, que debe ajustar perfectamente cuello del matraz, y sosteniéndola con el dedo indice se procede a voltear varias veces consecutivas.

+ Preparada la solución se vierte en un frasco previamente preparado etiquetado, (en la etiqueta se debe especificar el nombre y la concent soluto, y la fecha de preparación). 

Diluciones

Los reactivos disponibles en el laboratorio se encuentran, por lo general, en forma de sólidos o en soluciones comerciales muy concentradas (cercanas al 100%).

Con cierta frecuencia, es necesario preparar soluciones menos concentradas, a partir de estos materiales, para lo cual debemos diluirlas.

Al diluir el volumen del solvente, aumenta el de la solu ción, mientras que el número total de moles o de moléculas del soluto per manece igual.

Esto significa, que el número de moléculas o de moles del soluto al principio y al final, es el mismo. Lo más común es que las con centraciones de las sustancias se encuentren expresadas como molaridad.

Si partimos de una solución inicial n₁ = M₁ x V₁, para obtener una segunda solución n₂ = M₂ x V₂, debe cumplirse que el número inicial de moles sea igual al número final de moles (n =  n₂). De ahí deducimos que:

 M₁ x V₁ = M₂ x V₂

Esta expresión es la clave para determinar el volumen final. V₂, o la concentración final, M₂, según sea el caso.

Cuando la concentración de la solución se expresa como normalidad, podemos basarnos en una generalización de la expresión anterior: C₁ x V₁ = C₂ x V₂, en donde C indica la concentración de la solución.

Polaridad y constantes fisicas en compuestos orgnicos.

1.  Polaridad y constantes fisicas en compuestos orgnicos.

1.1. Polaridad de los Enlaces.

Por tus estudios anteriores sobre Qumica conoces que al formarse un enlace qumico pueden seguirse una de estas dos vas:

-Transferencia total de electrones desde un tomo electropositivo hacia un tomo elec tronegativo. Se forman iones positivos y negativos, los cuales se atraen por fuerzas electrostticas sumamente fuertes. Se forman sustancias inicas. El enlace que se forma se llama enlace inico o electrovalente.

-Compartición de electrones. Enlace covalente. Si los dos tomos son de la misma especie quimica (H-H, O-O, etc.) poseen igual electronegatividad (tendencia de atraer electrones), en consecuencia los electrones que forman el enlace, se ubican simtricamente entre los dos ncleos formando un enlace no polar, tambin llamado enlace apolar.

Cuando los dos tomos son de especies qumicas diferentes y se trata de elementos ubicados en el lado derecho de la tabla peridica, sus electronegatividades son distintas, en consecuencia el tomo ms electronegativo atrae ms fuertemente los electrones de enlace, adquiriendo una carga parcial negativa que se representa por δ-, mientras que el otro átomo que forma el enlace adquiere una carga parcial positiva, que se representa por δ+. Es decir, el enlace tiene un polo negativo y un polo positivo. En este caso, se dice que se ha formado un enlace polar, o que el enlace posee polaridad. Mientras mayor sea la diferencia entre las electronegatividades de los tomos que forman el enlace qumico, mas polar el mismos.

Haciendo uso de la Tabla 1 constata lo siguiente.

Cuando se representa un enlace polar, se usa una flecha (⇸), la cual va desde el extremo positivo al extremo negativo del enlace. Los ejemplos anteriores se pueden representar tambin de la siguiente manera:

H⇸O

H⇸ C

Si se multiplica la magnitud de la carga e, por la distancia d que separa los centros de carga, se obtiene el momento dipolar (μ) del enlace, el cual es una cantidad vectorial

 μ = e x d

 μ se expresa en Debye, D.

e se expresa en u.c.s

d se expresa en cm.