Fuerzas
Químicas
Fuerzas Químicas
Las fuerzas químicas se refieren a los enlaces que se forman entre
átomos, iones y moléculas.
Cuando son muy fuertes (covalente, iónico, metálico) para romperse
requieren de reacciones químicas
Cuando son más débiles, se acostumbra llamarlos enlaces “físicos”
pues son más débiles y se rompen por temperatura, disolución,
destilación, etc.
Fuerzas Químicas
Las propiedades físicas de las sustancias dependen en
forma importante de estas fuerzas que son interacciones
entre átomos, iones y moléculas.
Las características de cada tipo de fuerza son:
a) fuerza relativa
b) dependencia de la distancia
c) si son direccionales o no lo son.
• Los enlaces químicos son metálicos,
iónicos y covalentes, y las interacciones se
denominan puentes de hidrógeno, de van
der Waals y London
• Los radios más utilizados son los
metálicos, iónicos, covalentes, y van der
Waals (Lenard Jones y cristalino)
• La distancia es uno de los parámetros más importantes para
determinar el tipo y fuerza del enlace.
• La distancia y el radio de un elemento se calcula,
generalmente, cuando está formando un compuesto. Por lo
tanto, este parámetro depende del tipo de enlace y el
ambiente en que se encuentra el elemento. Los enlaces
pueden ser metálicos, iónicos o covalentes, o interacciones
polares, como son las fuerzas de van der Waals o puentes
de hidrógeno.
El radio, por lo tanto, se ve influenciado por el tipo de
enlace
Radios
Los radios más comunes son: covalente,
iónico, metálico y de van der Waals,
Radios
Radio de van der Waals
Na
Na
Na
Na
Na Na
Na
Na
Na
+
Na
Radio covalente
Radio metálico
Na+
Cl-
Na+
Cl-
Radio Iónico
Cl-
Na+
Cl-
Na+
Na+
Cl-
Na+
Cl-
Radio Covalente
El radio covalente de un atómo X se calcula en su
molécula homonuclear (X2). Cuando se utilizan para
calcular los radios del mismo elemento en una molécula
heteronuclear, las distancias obtenidas son menores a las
experimentales.
Esto se debe a la diferencia de electronegatividad que
aporta un factor de enlace iónico que disminuye la
distancia
rAB = rA + rB – 9 
 = diferencia de electronegatividad
Radio covalente
• La distancia
internuclear de la
molécula de flúor es
142 pm (Dcovalente),
que es un valor
menor a la suma de
dos radios de van der
Waals (DvdW).
Dcovalente
DvdW
Radio covalente
• La distancia
internuclear de la
molécula de flúor es
142 pm (Dcovalente),
que es un valor
menor a la suma de
dos radios de van der
Waals (DvdW).
Dcovalente
DvdW
Radio covalente
• La distancia entre los núcleos de dos elementos
que están formando una molécula es menor
cuando mayor es la sobreposición de los
orbitales (distancia de enlace).
Moléculas
Homonucleares
Moléculas
Heteronucleares
H
F
Radio covalente
• La distancia entre los núcleos de dos elementos
que están formando una molécula es menor
cuando mayor es la sobreposición de los
orbitales (distancia de enlace).
Moléculas
Homonucleares
Moléculas
Heteronucleares
H
F
Radio Covalente
El radio covalente de un atómo X se calcula en su
molécula homonuclear (X2). Cuando se utilizan para
calcular los radios del mismo elemento en una molécula
heteronuclear, las distancias obtenidas son menores a las
experimentales.
Esto se debe a la diferencia de electronegatividad que
aporta un factor de enlace iónico que disminuye la
distancia
rAB = rA + rB – 9 
 = diferencia de electronegatividad
Radio Covalente
Radio metálico o covalente, en Å, de los elementos representativos
AUMENTA RADIO COVALENTE
AUMENTA RADIO COVALENTE
H
0.37
Li
1.23
Be
B
C
N
O
0.89
0.81
0.77
0.70
0.66
F
0.64
Na
1.57
Mg
1.36
Al
1.25
Si
1.17
P
1.10
S
1.04
Cl
0.99
K
2.03
Ca
1.74
Ga
1.25
Ge
1.22
As
1.21
Se
1.17
Br
1.14
Sr
1.91
In
1.50
Sn
1.40
Sb
1.40
Te
1.37
I
1.33
Ba
1.98
Tl
1.55
Pb
1.54
Bi
1.50
Po
1.53
Rb
2.16
Cs
2.35
Xe
1.30
Radios
Radio de van der Waals
Si dos átomos de gases nobles se fuerzan a estar
juntos sin energía cinética que los separe, van a
permanecer unidos. Las fuerzas que los sostienen
son fuerzas electróstaticas débiles entre dipolos.
Diferencias de Radios
Radio de van der Waals
Si dos átomos de gases nobles se fuerzan a estar
juntos sin energía cinética que los separe, van a
permanecer
unidos.
Siendo
las
fuerzas
electróstaticas débiles entre dipolos las que los
matienen unidos.
Diferencias de Radios
Radio de van der Waals
La distancia internuclear promueve el equilibrio de las
fuerzas de atracción con las fuerzas de repulsión de Pauli
entre las capas electrónicas.
Cuando las dos moléculas son idénticas, la mitad de la
distancia entre ellas se denomina radio de van der Waals o
radio de no enlace.
Diferencias de Radios
La distancia internuclear promueve el equilibrio de las
fuerzas de atracción con las fuerzas de repulsión de Pauli
entre las capas electrónicas.
Cuando las dos moléculas son idénticas, la mitad de la
distancia entre ellas se denomina radio de van der Waals o
radio de no enlace.
Radio de van der Waals
• Las interacciones entre las moléculas son
más débiles y las distancias mayores (de
no enlace). Y a ese radio se le conoce
como de van der Waals.
• A continuación se muestran varias moléculas
de F2 (covalentes), las cuales presentan una
distancia entre los núcleos de sus átomos
conocida como radio covalente y, fuerzas de
unión entre las moléculas, llamadas de van der
Waals.
Radio Covalente
2rcov
2rvdw
Comparación del radio covalente, rcov, y el de van der Waals, rvdw.00
Diferencias de Radios
Cuando se trabaja con gases, especialmente los nobles, a menudo
conviene utilizar en lugar del radio de van der Waals el llamado
radio de Lennar Jones, que es la mitad de la distancia del máximo
acercamiento de dos moléculas cuya energía cinética depende sólo
de las fuerzas de atracción entre ellas.
De esta manera se pueden manejar unidades más pequeñas, ya que
las distancias entre moléculas de gases nobles son grandes debido a
que las fuerzas externas de compresión son débiles.
Diferencia entre el radio de van der Waals y de Lennar Jones.
rLJ
rVDW
distancia
EEq
energía
Radio metálico
Es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos
vecinos en un sólido metálico.
A continuación se presenta el ejemplo del sodio
Distancia entre los
núcleos de dos átomos
(radio covalente)
Na
Na
Na
Mitad de la distancia entre
los núcleos de dos átomos
(radio metálico)
Na
Na
Na
Na
Na
Na
Na
Na
Radio iónico
• Es la distancia entre el centro del núcleo del ión y
el electrón estable más alejado del mismo.
• Ya que no se puede conocer, el lugar exacto donde
se localiza dicho electrón, se utiliza la densidad
electrónica mínima para definir el sitio en que se
ubica la frontera entre un ión y el contra ion.
Radio iónico
Na+
Cl-
Na+
Cl-
Na+
Cl-
Cl-
Na+
Cl-
Na+
Cl-
Na+
Na+
Cl-
Na+
Cl-
Na+
Cl-
Los radios de los cationes son menores que los de sus átomos
respectivos pues pierden electrones y los de los aniones mayores
a los átomos ya que ganan electrones.
El radio iónico del catión, Na+, en sal es menor que el radio
metálico del Na; el radio iónico del anión, Cl-, es mayor que el
radio covalente del Cl pues el sodio pierde un electrón para
formar el catión y el cloro gana un electrón para formar al anión.
Radios iónicos
• El tamaño de los iónes está determinado por su estado
de oxidación, ya sea anión o catión.
Radios iónicos
H1.54
Cl0
0.93
B
C
N31.71
O21.40
F1.36
Ne0
1.12
Mg2+
Al3+
Si4+
0.41
Cl1.81
Ar0
1.54
0.51
S21.84
0.66
P32.12
Li+
0.60
Na+
0.97
Be2+
0.31
Radio Atómico
Representa la distancia que existe entre el núcleo y la capa de
valencia (la más externa).
Figura: Radio atómico en la tabla periódica,Enciclopedia Encarta
Radio Atómico (teórico)
Bragg y Slater, señalaron que es posible determinar
con precisión las distancias internucleares utilizando,
la adición de radios atómicos, sin importar el tipo de
enlace presente.
Estos radios son similares a los covalentes,  85 pm
más grandes que los de los cationes y  85 pm más
pequeños que los aniones, por ello la suma de ambos
equivale a la suma de las especies sin carga.
Radio Atómico
Interacciones entre patículas
(átomos, iones y moléculas
Enlace Covalente
Es un enlace direccional, que se basa en la
superposición de los orbitales atómicos.
La relación de la energía con la distancia no permite
escribir una función simple como en otros casos.
De aquí se puede plantear que la fuerza del enlace
decrece rápidamente cuando la distancia aumenta
(short-range force).
Enlace Iónico
Carece de carácter direccional ya que resulta de
interacciones electrostáticas. Esta basado en que
uno de los átomos ceda electrones y el otro los
reciba.
Para explicar estas interacciones se emplea la
ecuación de Born
(Z+Z-)
E=
(40 r)
Enlace Iónico
La energía del enlace depende del tamaño y número de iónes y ,
disminuye al aumentar la distancia, sin embargo, la
dependencia hacia la carga es más importante que con respecto
al radio
Interacciones ión-dipolo
Un dipolo se describe com dos caragas iguales y de signo contrario
separadas una distancia r.
 = qr´
Se consideran interacciones direccionales ya que el ión con carga
contraria al cmapo electrico se alinea pesentando
La energía del enlace es proporcional a la carga del ión por el dipolo e
inversamente proporcional al cuadrado de la distancia
Interacciones dipolo -dipolo
Interacciones entre dipolos permanentes (derivan de moléculas
asimétricas y con diferencia de electronegatividad).
Tienen menor fuerza que las interacciones ión-dipolo, disminuyendo
su fuerza más rapidamente al aumentar la distancia.
Son direccionales debido ya que se alinean deacuerdo a sus cargas.
q+
q+
q-
+
q+
q-
q+
q-
q+
Interacciones ión-dipolo inducido
Un ión al aproximarse a una molécula no polar (sin
carga), distorsiona la nube electrónica, provocando la
formación de un dipolo. Tal deformación dependerá de
laIóncapacidad de polarización a de la especie neutra,
también llamada blandura.
Ión
Molécula
no polar
Ión
Dipolo
inducido
Interacciones dipolo-dipolo inducido
Un dipolo al tener su nube electrónica
pedominantemente hacia un extremo, puede también
inducir un dipolo en una molécula no polar y formar
enlaces muy débiles los cuales requieren gan
proximidad entre las especies.
Dipolo inducido
q+
Interacciones dipolos instantáneos
También llamadas feurzas de London, son el resultado del
desequilibrio momentáneo en la distribución electrónica. Esta
polarización (desequilibrio) puede ser inducida tanto por una
molécula polar o por la repulsión de nubes electrónicas con cargas
negativas en moléculas no polares. La energía se puede calcular
como:
= dipolo instantáneo promedio
+
a = capacidad de polarización q
I = energía de ionización
q-
q+
q-
Fuerzas e interacciones químicas
A manera de resumen se tiene la siguiente tabla:
T ipo de Interacción
Intensidad
Función energía-distancia
E nlace C ovalente
M uy Fuerte
E nlace Iónico
Ion-D ipolo
D ipolo-D ipolo
Ion-D ipolo inducido
D ipolo-D ipolo inducido
E nergía de dispersión de London
M uy Fuerte
Fuerte
M oderadam ente Fuerte
D ébil
M uy D ébil
M uy D ébil
C om pleja, pero com parativam ente de
largo enlace
1/r, com parativam ente de largo alcance
2
1/r , de corto alcance
3
1/r , de corto alcance
4
1/r , de m uy corto alcance
6
1/r , extrem adam ente de corto alcance
6
1/r , extrem adam ente de corto alcance
Fusión y Ebullición
Consecuencias físicas de las
Fuerzas Químicas
De acuerdo al tipo de enlace y la fuerza del mismo, las especies
químicas presentan diferentes propiedades como son:
Punto de fusión y ebullición. Resultan de suministrar la suficiente
energía térmica a un sólido para vencer la energía que los mantiene
unidos. Aunque no necesariamente se rompen todas las fuerzas
químicas.
Solubilidad. Dependen de la energía para separar los iones del
compuesto, así como la energía requerida para solvatarlos.
Puntos de fusión y ebullición
Existen diferencias sustanciales entre cada uno de los enlaces
y las interacciones; y tienen consecuencias en sus
propiedades físicas, como la temperatura de fusión y
ebullición. Mientras más fuertes sean las fuerzas
intermoleculares, mayor será la energía requerida para
romper enlaces y, por tanto, las temperaturas de fusión y
ebullición son más altas.
Consecuencias físicas de las
Fuerzas Químicas
Ejemplos:
En redes covalentes tiene muy altos puntos de fusión y ebullición
(1000-4000°C).
Diamante sublima a 3700°C
Silice funde 1710 y ebulle a 2200°C
Cuando son polímeros y los enlaces que se rompen son los más
débiles los puntos de fusión bajan drásticamente a pocos cientos
de grados.
• La energía de fusión en todos los casos dependerá
de la energía requerida para romper el enlace y de
la estabilidad del producto
• Por ejemplo, la silice SiO2 como red es muy
estable y sus enlaces son muy fuertes mientras que
cuando se funde el sólido se forma una molécula
muy inestable O=Si=O, por lo que el punto de
fusión es muy alto
• Los polímeros tienen enlaces covalentes
muy fuertes como parte de los monómeros y
luego en enlace entre monómeros puede ser
muy fuerte o muy débil.
• Los plásticos que funden a bajas
temperaturas se conocen como termolábiles
y los que son muy resistentes a la
temperatura termofijos
Consecuencias de las fuerzas
Químicas
•
En compuestos covalentes moleculares,
se rompen
únicamente fuerzas de London o van der Waals ya que las
moléculas no se afectan, por lo que los puntos de fusión y
ebullición varían de muy bajos a bajos (-300 hasta 50°C).
Enlaces covalentes
Fuerzas Químicas
• Fuerzas iónicas depende de la Uo, entre mayor sea esta
mas grande será la energía requerida.
•Entre mayor es el carácter covalente de un enlace menor
será la energía necesaria
•En general todos los puntos de fusión son mayores a 100oC
y pueden ser mayores de 1000oC
KF = 880 °C
KCl = 776 °C
KBr = 730 °C
AgF = 435 °C
AgCl = 455 °C
AgBr = 434 °C
Solubilidad
¿Cómo saber si un compuesto es soluble?
• Para solubilizar un soluto, se debe llegar a un
estado de menor energía en la solución que en
estado sólido, y la energía de Gibbs de la
reacción debe ser negativa:
G = H –T S
Una reacción es espontánea si el G es
negativo, así que la solubilidad esta
determinada por los H y S del proceso,
mientras mayor sea S más se favorecerá la
solubilidad.
• Todas las sustancias tienden a disolverse en
disolventes con enlaces similares ya que la
entropia dirige la reacción
• Este fenómeno ayuda a identificar
sustancias a partir del uso de una serie de
disolventes
•  Hsolubilidad =  Hsoluto-disolvente –
( Hsoluto-soluto
+ H disolvente- disolvente)
• O sea la energía interna en un proceso de disolución
será igual a la energía de los enlaces soluto-disolventelo que cuesta romper los enlaces soluto-soluto y
disolvente-disolvente)
Disolución
La entropía en una disolución siempre es positiva al contrario de la
formación de un sólido, por lo que basta con que H solubilidad sea
negativa, igual a 0, o positiva pero menor que TS .
H solubilidad  0 se disuelve exotérmicamente
H solubilidad= 0 se disuelve
H solubilidad > 0 y menor que T S se disuelve endotérmicamente
H solubilidad > 0 y mayor que T S no se disuelve
Para aumetnar la solubilidad se puede calentar
+
+S
Casos G = H –T S
G > 0 No Solubiliza
Si H es mayor que T S
G < 0 Disolución ideal
Ocurre cuando la energía de
rompimiento de enlaces es la misma
que la de solubilidad. La reacción la
dirige la entropía ( -TS).
-TS
+H
+H = 0
+G
-TS
Casos G = H –T S < 0
La solubilidad se debe al
valor de la entropía, que
hace que el término TS sea mayor que el
+H
+H
-TS
Si ambos términos son
negativos -H (reacción
exotérmica) y -TS (aumenta
la entropia) son sustancias
muy solubles y en general las
reacciones son violentas
-H
-G
-G
-TS
• Las sustancias unidas en redes por enlaces
covalentes no se disuelven ya que sus
enlaces son muy fuertes
• Las sustancias covalentes que forman
moléculas si se pueden disolver:
• A) moléculas polares en disolventes polares
• B) moléculas no polares en disolventes no
polares
• Las moléculas polares se disuelven en otros
disolventes polares básicamente en
reacciones dirigidas por la entropía
• Las moléculas no polares en disolventes no
polares también son disoluciones ideales
Solubilidad de sustancias nopolares
• Las sustancias unidas por fuerzas de London se disuelven entre si, pues
se rompen enlaces débiles (-i1), (i2-i2) y se forman enlaces
relativamente iguales, de la misma energía (i2-i2) pero aumenta la
entropia. La H = 0 pero S= +
G = H – T S
H = 0
G = – T S
S = R (nA ln A + nB ln B)
donde A , B son las fracciones molares del soluto y del solvente.
Sin embargo, los disolventes no polares unidos por fuerzas de
London no se disuelven en agua ni disuelven sales iónicas ya
que: romper enlaces dipolo instantáneo- dipolo instantáneo (ii) es energéticamente “barato”, los enlaces que forma con el
agua son i-dipolo (muy débiles) y en número similar al que
existía, por lo que no se lleva a cabo
En el caso de sales se rompen enlaces ion-ion y se forman
ion-dipolo instantáneo (i-ión) son tan débiles que no
compensan la cantidad de energía que requiere romper la la red
cristalina (ión-ión)
i-i + dipolo-dipolo = i-dipolo
i-i + ión-ión = i-ión
,
Disolución de sustancias iónicas
Para disolver un compuesto iónico, se debe vencer la energía de la
atracción electrostática entre los iones en la red cristalina.
El proceso de disolución de un compuesto iónico en agua se puede
explicar mediante el ciclo de Born-Haber.
Las energías asociadas con este proceso son:
– La requerida para la disociación de los iones en la red cristalina.
– La energía de solvatación.
• Cuando la Uo es mucho mayor que la suma
de las energías de hidratación la H es muy
positiva y , a pesar de que S es positivo
fuerza a que
G = H – T S = +
Energías de Disociación
Solubilidad de sustancias ionicas
• Por lo tanto, cuando una sal no se disuelve es que
la energía de latice Uo que mantiene unidos a los
iones en la fase sólida es mucho mayor que
T S, pero si es positiva pero menor que - T S se
disuelve endotérmicamente.
• A continuación se presenta una disolución de una
sustancia iónica donde queda claro que el
“desorden molecular” o sea el número de estados
posibles aumenta
Solubilidad de sales
Solvatación
Solubilidad
•
 H solubilidad =  Hsoluto-solvente – Hsoluto-soluto
 Hdisolvente-disolvente
–
Solvatación
H solubilidad= 0 se disuelve
H solubilidad  0 también se disuelve
H solubilidad > 0 y mayor que T S no se disuelve
Se puede calentar hasta 100 grados no más a presión ambiental
Energía Libre y disoluciones
Descargar

Fuerzas Químicas