FUERZAS INTERMOLECULARES

Fuerzas de atracción que existen entre las moléculas de la misma o diferente especie

Interacción dipolo-dipolo

Puente o enlace de hidrógeno

Fuerzas de dispersión de London (dipolo inducido-dipolo inducido)

Interacción dipolo-dipolo

Atracción que existe entre el extremo positivo de una molécula polar y el final negativo de otra molécula polar.

Se presenta en moléculas polares.

Son relativamente débiles comparadas con las fuerzas electrostáticas (ion-ion) presentes en compuestos iónicos.

Molécula de HCl

Molécula declorometano

Puente o enlace de hidrógeno

Tipo de atracción dipolar especialmente fuerte que existe entre un átomo de H de un enlace polar (H-N, H-O, H-F) y un par de electrones no compartidos de un átomo electronegativo cercano (N, O, F) de otra molécula.

Aunque el puente de hidrógeno tiene solo el 10% de la fuerza de un enlace covalente, es bastante más fuerte que otras atracciones dipolo-dipolo.

El puente de hidrógeno se representa mediante una línea punteada; el H debe quedar entre dos átomos electronegativos (O, N, F) unido a uno por enlace covalente y al otro por atracción.

El puente de hidrógeno no solo ejerce efectos profundos sobre las propiedades físicas de un compuesto, sino que también juega un papel importante en la fijación de las formas de las moléculas grandes.

A los líquidos que se unen por este tipo de fuerzas se les conoce como líquidos asociados.

Fuerzas de dispersión de London

Fuerza de atracción existente entre moléculas no polares, mediante dipolos instantáneos generados por el movimiento de los electrones.

Los compuestos no polares tienen puntos de fusión y ebullición muy bajos debido a que este tipo de fuerzas son muy débiles.

Molécula no polar

Dipolo instantáneo

Dipolo inducido

Molécula no polar

En determinado momento los electrones se pueden cargar más de un lado formando un dipolo instantáneo

La intensidad de las fuerzas de dispersión de London depende de:

Peso molecular

“Entre mayor es el peso molecular, mayor es la intensidad de las fuerzas de dispersión de London”

CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH3 CH3CH2CH2CH3

Octano Butano

pe = 126 ºC pe = -0.4 ºC

Superficie molecular

Para compuestos de peso molecular similar “Entre mayor es la superficie molecular, mayor es la intensidad de las fuerzas de dispersión de London”

CH3

׀ CH3 – CH2 – CH2 – CH2 - CH3 CH3 – CH – CH2 - CH3

Pentano Isopentano

pe = 36 ºC pe = 28 ºC

Puentes de hidrógeno

Dipolo-dipolo normal

Dispersión de London

Aumento en la intensidad de los diferentes tipos de fuerzas

EFECTO DE LAS FUERZAS INTERMOLECULARES EN LAS PROPIEDADES FÍSICAS DE UN

COMPUESTO ORGÁNICO

Punto de fusión

Temperatura a la que un sólido se convierte en líquido.

Depende del tipo de fuerzas que unen a las moléculas y del empaquetamiento de éstas en la red cristalina.

Punto de ebullición

Temperatura a la cual el compuesto líquido se convierte en gas.

Depende de la intensidad de las fuerzas que unen a las moléculas en el estado líquido.

Los alcanos al ser no polares tienen puntos de ebullición relativamente bajos (fuerzas de dispersión de London).

Comparación del punto de ebullición de diferentes clases de compuestos orgánicos

Nombre Estructura PM μ (D) pe (º C)

N-Pentano CH3CH2CH2CH2CH3 72 0 36

Cloruro den-propilo

CH3CH2CH2 - Cl 78.5 2.10 47

Butiraldehído CH3CH2CH2CH=O 72 2.72 76

Alcohol N-butílico

CH3CH2CH2CH2 -OH 74 1.63 118

SOLUBILIDAD DE COMPUESTOS ORGÁNICOS

Las fuerzas intermoleculares determinan la solubilidad de los compuestos orgánicos.

Regla general: “Lo semejante disuelve a lo semejante”

“Sustancias polares se disuelven en solventes polares y las no polares en disolventes no polares”

Para que un soluto se disuelva en un solvente es necesario que las fuerzas que se originen entre soluto y solvente sean similares a las que existían originalmente en el soluto.

Solvatación

Proceso mediante el cual las unidades estructurales del soluto son separadas y rodeadas por las moléculas del solvente

Solventes próticos

Son aquellos que tienen en su estructura hidrógeno unido a un elemento muy electronegativo como el nitrógeno y el oxígeno.

Ejemplos:

H2O y CH3CH2OH

Solventes apróticos

Son disolventes polares que no contienen hidrógeno potencialmente ácido (no tienen hidrógeno unido a O o N).

Ejemplos: O O ║ ║CH3 – S – CH3 H – C – N (CH3)2

Dimetilsulfóxido N,N-dimetilformamida

SOLUBILIDAD DE ALCOHOLES EN AGUA

Alcohol Solubilidad(g/ 100 g H2O)

CH3OH ∞

CH3CH2OH ∞

CH3CH2CH2OH ∞CH3CH2CH2CH2OH 7.9

CH3CH2CH2CH2CH2OH 2.3

CH3CH2CH2CH2CH2CH2OH 0.6

CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH2OH 0.2

CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2OH 0.05

ACIDEZ Y BASICIDAD

Ácidos: sustancias que en solución acuosa liberan protones (H+).

Base: sustancias que en solución acuosa producen iones hidroxilo ( OH).

TEORÍA DE ARRHENIUS

(1884)

Svante Arrhenius (sueco)

Limitaciones de la teoría de Arrhenius:

Solo hace referencia a sustancias en soluciones acuosas.

Existen compuestos que tienen carácter ácido o básico y no producen H+ o OH , respectivamente.

Ácido: es un donador de protones

Base: es un aceptor de protones

Teoría de Brønsted-Lowry (1923)

B: + H – A H – B + A

Base Ácido Ácido Base conjugado conjugada

Base conjugada: ácido cuando pierde un protón

Ácido conjugado: base cuando acepta un protón

Ejemplos de reacciones ácido-base

H2Ö: + H – Cl H3O+ + Cl ‾

Base Ácido Ácido Base conjugado conjugada

:NH3 + H - OH NH4 + + OH ‾

Base Ácido Ácido Base conjugado conjugada

NH3 + H2SO4 NH4+ + HSO4‾

Base Ácido Ácido Base conjugado conjugada

CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O

Ácido Base Base Ácido conjugada conjugado

FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES

Ácidos y bases fuertes

Son aquellos que prácticamente se disocian completamente en agua.

HCl(ac) + H2O(l) H3O+ (ac) + Cl‾ (ac)

NaOH (ac) + H2O(l) Na+ (ac) + OH ‾ (ac)

Ejemplos de ácidos fuertes:

HCl HNO3

HBr H2SO4

HI HClO4

Ejemplos de bases fuertes:

NaOH KOH

LiOH

Ácidos y bases débiles

No se disocian completamente en agua

CH3COOH(ac) + H2O(l) H3O+ (ac) + CH3COO‾(ac)

NH3 (ac) + H2O(l) NH4+

(ac) + OH‾ (ac)

La fuerza de un ácido depende de su capacidad para donar protones, así como de la estabilidad de su base conjugada.

Se expresa por medio de su constante de acidez (Ka):

HA + H2O H3O+ + A‾

Ka = [H3O+ ] [ A‾ ] [HA]

“ A mayor disociación, mayor Ka y mayor fuerza del ácido”

La acidez también se puede expresar como pKa:

pKa = - log Ka

“ Al aumentar Ka, menor pKa y mayor acidez del compuesto” Ka: 10-10 10-5 10-1 102

pKa: 10 5 1 -2

Fuerza ácida creciente

La fuerza básica depende de la capacidad de aceptar un protón.

Se puede expresar mediante la constante de basicidad, Kb ( o pKb = - log Kb):

B + H2O BH+ + OH ‾ base ácido conjugado

Kb elevadas (pKb menores) = bases más fuertes

Kb menores (pKb mayores) = bases más débiles

Ácido fuerte Base conjugada débil

Ácido débil Base conjugada fuerte

Base fuerte Ácido conjugado débil

Base débil Ácido conjugado fuerte

Valores de pKa de algunos ácidos orgánicos e inorgánicos

Ácido pKa Base

conjugada

CH3CH2OH 16.00 CH3CH2O‾

H2O 15.74 HO‾

HCN 9.31 CN‾

CH3COOH 4.76 CH3COO‾

HF 3.45 F‾

HNO3 - 1.3 NO3‾

HCl -7.0 Cl‾ Ácido más fuerte

Base conjugada más fuerte

Dinámica de Grupo: Trabajo Cooperativo

Equipos 2 y 4:

¿Qué relación piensan que existe entre la electronegatividad del átomo unido al hidrógeno y la acidez?

Ordene los siguientes compuestos de mayor a menor acidez:

H – CH3 H – NH2 H – OH H – F

Equipos 6, 7 y 8

¿Qué relación existe entre el tamaño del átomo unido al hidrógeno y la acidez?

Ordene los siguientes compuestos de mayor a menor acidez:

H – F H – Cl H – Br H – I

Equipos 1, 3 y 5

¿Quién es más acido ? ¿H – O – Br o H – O – Cl ?

¿Quién es más básico? ¿NH3 o NH2 – Br?

ESTRUCTURA MOLECULAR Y ACIDEZ

Electronegatividad

En un período de la tabla periódica, al aumentar la electronegatividad del átomo unido al hidrógeno, aumenta la acidez.

H – F > H – OH > H – NH2 > H – CH3

pKa = 3.2 15.7 38 48

Tamaño del átomo unido al hidrógeno

Entre mayor es el tamaño del átomo directamente unido al hidrógeno, mayor será la acidez.

H – I > H – Br > H – Cl > H – F

pKa= - 10 - 9 - 7 3.2

Efecto inductivo: se asocia con la electronegatividad de un átomo (atracción o liberación de electrones) y se transmite a través de los enlaces de la molécula.

Base más débil

Base más fuerte

Efecto de Resonancia: deslocalización de electrones pi

Deslocalización de la carga en la base

Menor disponibilidad del par de electrones

Base más débilProviene de un ácido más fuerte

implica

comportándose como

y por lo tanto

Estabilización por resonancia de la anilina

Base más fuerte Base más débil

PREDICCIÓN DE REACCIONES ÁCIDO-BASE

Para que una reacción ácido-base sea factible, los productos de la reacción deben ser más estables que los reactivos, es decir, el ácido y la base que reaccionan tienen que ser más fuertes que el ácido y la base conjugados producidos.

CH3COOH + HO‾ H2O + CH3COO‾

Ácido acético

(pKa = 4.76)

Ion acetato Agua

(pKa= 15.74)

Ion hidróxido

Ácido más fuerte

Ácido más débil

Base más fuerte

Base más débil

CONCEPTOS DE ÁCIDO Y BASE DE LEWIS

Ácido de Lewis: Sustancia capaz de aceptar un par de electrones.

Base de Lewis: Sustancia capaz de proporcionar un par de electrones.

Base deLewis

Acido deLewis

“ La reacción entre el ácido y la base de Lewis da lugar a la formación de un enlace covalente coordinado”

Base de Lewis

Ácido de Lewis

Enlace covalente coordinado formado

Ejemplos de ácidos de Lewis

Compuestos que proporcionan protones

H2O HCl HBr HNO3 H2SO4

CH3COOH OH CH3CH2OH

Algunos cationes

Li+ Mg2+ Br+

Algunos compuestos metálicos

AlCl3 BF3 FeCl3 ZnCl2

Ejemplos de bases de Lewis

O ║CH3CH2OH CH3 – O – CH3 CH3 – C – CH3

CH3 – N – CH3 CH3 – S – CH3

׀ CH3

RESUMEN DE LAS TEORÍAS ÁCIDO-BASE

TEORÍA DEFINICIÓN DE ÁCIDO

DEFINICIÓN DE BASE

Arrhenius Sustancia que libera iones H+ en solución acuosa

Sustancia que libera iones OH‾ en solución acuosa

Brønsted-Lowry Sustancia que dona un protón (H+)

Sustancia que acepta un protón

Lewis Sustancia que puede aceptar un par de electrones

Sustancia que puede donar un par de electrones