Institución Educativa “Argentina”

Nombres : Diana DesireeTema: fuerzas intermolecularesApellidos: Gómez GarcíaCurso: Ciencia ,Tecnología y ambienteProfesor: CornelioAño: 3 D

Indice:

Fuerzas intermoleculares Fuerzas de van der walls Historia Fuerza dipolo-dipolo Fuerza de london

Fuerzas Intermoleculares

Las reacciones y comportamientos de cada molécula dependen de la energía que se ejerce entre ella y que permite que esta se presente en distintos estados de materia o su característica de disolución.

Fuerzas de Van der Waals

Fueron las fuerzas intermoleculares mas bajas o menos intensas estudiadas por Van der Waals.

Se dan dos tipos de fuerzas la dipolo-dipolo y la de London o dispersión

Historia

En 1967 el químico francés JEA-MARIE LEHNN desarrolló la química supramolecular por primera vez la cual está enfocada al estudio y empleo de enlaces moleculares unidos a través de interacciones no covalentes, como puentes de hidrógeno y fuerzas de Van der Waals. Esta área puede verse como una extensión de la química clásica del enlace covalente, que une átomos para formar moléculas, a una química del enlace no-covalente, que une moléculas, y con frecuencia la etiquetan, siguiendo a JEAN-MARIE LEHNN, sencillamente como “química más allá de

la molécula”. 

En comparación con los enlaces covalentes, las interacciones intermoleculares son débiles y tradicionalmente atraen la atención de los químicos en relación con procesos en los cuales participan grandes cantidades de especies; por ejemplo, solvatación, fenómenos superficiales, comportamiento físico de gases a alta presión, etcétera. Sin embargo, analizando algunos sistemas biológicos, vemos que varios procesos fundamentales como la replicación, las interacciones anticuerpo-antígeno, la catálisis enzimático, se realizan con asombrosa eficiencia debido a una acción muy bien organizada de las fuerzas intermoleculares entre sólo dos moléculas.

Fuerza dipolo-dipolo

En estos casos se da la polaridad y se basa en que dos moléculas se atraen por tener carga negativa en su extremo derecho y en el izquierdo la positiva y en la otra molécula se da el caso al revés y por esa razón sus cuerpos se ataren .

Ejemplo de cómo se emplea la fuerza dipolo-dipolo

Fuerza de London o de dispersión

Las fuerzas de dispersión de London son un tipo de fuerza intermolecular, denominadas así por el físico alemán Fritz Londonn, quien las investigó en 1930. Surgen entre moléculas no polares, en las que pueden aparecer dipolos instantáneos. Son más intensas cuanto mayor es la molécula, ya que los dipolos se pueden producir con más facilidad.

La intensidad de la fuerza de dispersión depende de cierto número de factores. Sin embargo, dar un enfoque cualitativo y predictivo debe considerar que las fuerzas de dispersión se relacionan con el número de electrones que se encuentren en el átomo o en la molécula. Así, bajo dicha base, es el número de electrones el que determinará la facilidad con la que se puede polarizar la densidad del electrón y a mayor polarización, son más intensas las fuerzas de dispersión. A su vez, la intensidad de estas fuerzas intermoleculares determina el punto de fusión y el punto de ebullición de la sustancia: cuando más intensas son las fuerzas intermoleculares, más altos son los puntos de fusión y de ebullición.

Fuerza ion-dipolo

es la atracción entre un ión y el extremo de una molécula polar y depende del tamaño del ion y la magnitud del dipolo. Por ejemplo el proceso de hidratación es una interacción ion-dipolo donde los iones de sodio Na y cloro Cl, se rodean por moléculas de agua.

Es la fuerza que existe entre un ion y una molécula polar neutra que posee un momento dipolar permanente. las moléculas polares son dipolos: tienen un extremo positivo y un extremo negativo. Los iones positivos son atraídos al extremo negativo de un dipolo, en tanto que los iones negativos son atraídos al extremo positivos.

Características:

La magnitud de la energía de la interacción depende de la carga sobre el ion (Q), el momento dipolar del dipolo (µ), y de la distancia del centro del ion al punto medio del dipolo (d).

Las fuerzas ion-dipolo son importantes en las soluciones de las sustancias iónicas en líquidos.

El ion se va rodeando de las moléculas polares. Estas fuerzas son importantes en los procesos de disolución de sales. 

Puentes de hidrogeno

Ejemplo de enlace de tres centros y dos electrones, en donde el átomo de hidrógeno asemeja un puente entre dos núcleos. No confundir con enlace hidrógeno, tipo de interacción intramolecular o intermolecular, responsable del alto punto de ebullición del agua. El enlace por puente de hidrógeno es una atracción intermolecular que presentan las moléculas que poseen enlaces polares y que además tienen uno o varios átomos de hidrógeno en su estructura. Los casos mas comunes son el agua (H2O) y el amoniaco (NH3).

Tipos de enlace:

Covalente Enlace de hidrogeno

covalente

Un enlace covalente entre dos átomos o grupos de átomos se produce cuando estos átomos se unen, para alcanzar el octeto estable, comparten electrones del último nivel.1 La diferencia de electronegatividades entre los átomos no es lo suficientemente grande como para que se produzca una unión de tipo iónica, en cambio, solo es posible la compartición de electrones con el fin de alcanzar la mayor estabilidad posible; para que un enlace covalente se genere es necesario que el delta de electronegatividad sea menor a 1,7.

Enlace de hidrógenos

Los enlaces de hidrógeno se forman cuando un átomo “donador” dona el átomo de hidrógeno unido covalentemente a él a un átomo electronegativo “aceptor”. Son donadores típicos el oxígeno en grupos -OH (p.ej. Ser, Thr, Tyr) o en el agua y el nitrógeno en -NH3

+ (como en Lys, Arg) o en -NH- (como en el enlace peptídico, en Trp, His, Arg, en bases nitrogenadas). Los pares electrónicos aislados de estos mismos donadores pueden servir como aceptores de enlaces de hidrógeno. Igualmente pueden ser aceptores los pares de los oxígenos carbonílicos =O (como el del enlace peptídico) y los de los nitrógenos con tres enlaces covalentes =N- (como en His, Trp o bases nitrogenadas). Estos últimos no pueden ser donadores, pues carecen de hidrógenos.