FUERZAS INTERMOLECULARES
- ¿Qué son las fuerzas intermoleculares?
Las fuerzas intermoleculares se definen como el conjunto de fuerzas atractivas y repulsivas que se producen entre las moléculas como consecuencia de la polaridad que poseen las moléculas.
Cuando dos o más átomos se unen mediante un enlace químico forman una molécula.
Son las responsables del estado físico en el que se presentan las distintas distintas sustancias sustancias.
Las fuerzas intermoleculares determinan algunas propiedades macromoleculares como los puntos de fusión y ebullición, viscosidad, etc.
FUERZAS DIPOLO DIPOLO:
Cuando dos o más átomos se unen mediante un enlace químico forman una molécula, los electrones que conforman la nueva molécula recorren y se concentran en la zona del átomo con mayor electronegatividad, definimos la electronegatividad como la propiedad que tienen los átomos en atraer electrones. La concentración de los electrones en una zona definida de la molécula crea una carga negativa, mientras que la ausencia de los electrones crea una carga positiva.
Denominamos dipolos a las moléculas que disponen de zonas cargadas negativamente y positivamente debido a la electronegatividad y concentración de los electrones en las moléculas.
Podemos asimilar el funcionamiento de un dipolo a un imán con su polo positivo y su polo negativo, de tal forma que si acercamos otro imán el polo positivo atraerá al polo negativo y viceversa, dando como resultado una unión.
Interacción Dipolo-Dipolo:
- Atracción que existe entre un extremo positivo de una molécula polar y el extremo negativo de otra molécula polar.
- son relativamente débiles comparadas con las fuerzas electroestáticas (ion-ion) presentes en compuestos iónicos.
Fuerzas de Van der Waals:
Dipolos permanentes
Este tipo de unión se produce cuando ambas moléculas disponen de cargas positivas y negativas, es decir son moléculas que polares o que tienen polaridad, atrayéndose electrostáticamente y formando la unión.
Dipolos inducidos
Este tipo de unión se produce cuando una molécula no polar redistribuye la concentración de los electrones (tiene la posibilidad de polarizarse) al acercarse una molécula polar, de tal forma que se crea una unión entre ambas moléculas.
En este caso la molécula polar induce la creación de la molécula apolar en una molécula polar.
Dipolos dispersos
Este último caso la unión se produce entre moléculas no polares pero que pueden polarizarse, y cuando esto último ocurre se atraen mutuamente creando la unión molecular.
La unión que se crea en este tipo de dipolos tiene una intensidad muy débil y una vida muy corta.
PUENTE O ENLACES PUENTES DE HIDRÓGENO
El enlace puente de hidrógeno es una atracción que existe entre un átomo de hidrógeno (carga positiva) con un átomo de O , N o X (halógeno) que posee un par de electrones libres (carga negativa).
Por ejemplo el agua, es una de las substancias que presenta este tipo de enlaces entre sus moléculas. Una molécula de agua se forma entre un átomo de Oxigeno con seis electrones de valencia (sólo comparte dos y le quedan dos pares de electrones libres) y dos hidrógenos con un electrón de valencia cada uno (ambos le ceden su único electrón al oxígeno para que complete el octeto).
El puente de hidrógeno es un enlace que se establece entre moléculas capaces de generar cargas parciales. El agua, es la sustancia en donde los puentes de hidrógeno son más efectivos, en su molécula, los electrones que intervienen en sus enlaces, están más cerca del oxígeno que de los hidrógenos y por esto se generan dos cargas parciales negativas en el extremo donde está el oxígeno y dos cargas parciales positivas en el extremo donde se encuentran los hidrógenos. La presencia de cargas parciales positivas y negativas hace que las moléculas de agua se comporten como imanes en los que las partes con carga parcial positiva atraen a las partes con cargas parciales negativas. De tal suerte que una sola molécula de agua puede unirse a otras 4 moléculas de agua a través de 4 puentes de hidrógeno. Esta característica es la que hace al agua un líquido muy especial.
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