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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