Waiting
Login processing...

Trial ends in Request Full Access Tell Your Colleague About Jove

11.4: Comparando Fuerzas Intermoleculares: Punto de Fusión, Punto de Ebullición y Miscibilidad
TABLA DE
CONTENIDOS

JoVE Core
Chemistry

Se requiere una suscripción a JoVE para ver este contenido. Sólo podrás ver los primeros 20 segundos.

Education
Comparing Intermolecular Forces: Melting Point, Boiling Point, and Miscibility
 
TRANSCRIPCIÓN

11.4: Comparando Fuerzas Intermoleculares: Punto de Fusión, Punto de Ebullición y Miscibilidad

Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción que existen entre moléculas. Dictan varias propiedades a granel, como los puntos de fusión, los puntos de ebullición y las solubilidades (miscibilidades) de las sustancias. La masa molar, la forma molecular y la polaridad afectan la fuerza de las diferentes fuerzas intermoleculares, que influyen en la magnitud de las propiedades físicas en una familia de moléculas.

Las fuerzas de atracción temporales como la dispersión están presentes en todas las moléculas, ya sean polares o no polares. Hacen que los gases se condensen (se licuen) y que los líquidos se congelen (se solidifiquen) en condiciones de temperatura muy baja (o presión alta). Las fuerzas de dispersión surgen de dipolos temporales causados por la distribución asimétrica de electrones alrededor del núcleo del átomo. Los átomos (o moléculas) con un mayor número de electrones (mayor masa molar) muestran fuerzas de dispersión más fuertes que los átomos (o moléculas) más ligeros. El punto de fusión y la tendencia del punto de ebullición de los halógenos demuestran este efecto. Al desplazarse por el grupo, desde el flúor al yodo, los puntos de fusión y de ebullición aumentan con el aumento del tamaño (o masa) atómico. Este aumento puede racionalizarse considerando cómo la intensidad de las fuerzas de dispersión es afectada por la estructura electrónica de los átomos o moléculas en la sustancia. En un átomo más grande, los electrones de valencia están, en promedio, más lejos de los núcleos que en un átomo más pequeño. Por lo tanto, están menos apretados y pueden formar más fácilmente los dipolos temporales que producen la atracción. La medida de que tan fácil o difícil que es para otra carga electrostática (por ejemplo, un ion cercano o una molécula polar) distorsionar la distribución de carga de una molécula (su nube de electrones) se conoce como polarizabilidad.

Se dice que una molécula que tiene una nube de carga que se distorsiona fácilmente es muy polarizable y tendrá grandes fuerzas de dispersión; una con una nube de carga que es difícil de distorsionar no es muy polarizable y tendrá pequeñas fuerzas de dispersión. Las formas de las moléculas también afectan las magnitudes de las fuerzas de dispersión entre ellas. Por ejemplo, los puntos de ebullición de los isómeros n-pentano, isopentano y neopentano son 36 °C, 27 °C y 9,5 °C, respectivamente. Aunque estos compuestos están constituidos por moléculas con la misma fórmula química, C5H12, la diferencia en los puntos de ebullición sugiere que las fuerzas de dispersión en la fase líquida son diferentes, siendo mayores para n-pentano y menores para neopentano. La forma extendida del n-pentano proporciona una mayor superficie disponible para el contacto entre moléculas, lo que resulta en fuerzas de dispersión más fuertes. La forma más compacta del isopentano ofrece una superficie más pequeña disponible para el contacto intermolecular y, por lo tanto, fuerzas de dispersión más débiles. Las moléculas de neopentano son las más compactas de las tres, ofreciendo la menor área de superficie disponible para el contacto intermolecular y, por lo tanto, las fuerzas de dispersión más débiles.

Las sustancias polares exhiben atracciones dipolo–dipolo. El efecto de esta atracción es evidente al comparar las propiedades de las moléculas polares de HCl con moléculas no polares de F2. Tanto HCl como F2 consisten en el mismo número de átomos y tienen aproximadamente la misma masa molecular. A una temperatura de 150 K, las moléculas de ambas sustancias tendrían la misma EC promedio. Sin embargo, las atracciones dipolo–dipolo entre las moléculas de HCl son suficientes para que se “peguen” y formen un líquido, mientras que las fuerzas de dispersión relativamente más débiles entre las moléculas no polares F2 no lo son, y por lo tanto esta sustancia es gaseosa a dicha temperatura. El mayor punto de ebullición normal de HCl (188 K) en comparación con F2 (85 K) es un reflejo de la mayor fuerza de las atracciones dipolo–dipolo entre moléculas de HCl, en comparación con las atracciones entre moléculas no polares F2.

Un tipo especial de fuerza dipolo–dipolo —puentes de hidrógeno— tiene un efecto pronunciado en las propiedades de las fases condensadas (líquidos y sólidos). Por ejemplo, considere las tendencias en los puntos de ebullición para los hidruros binarios del grupo 15 (NH3, PH3, AsH3 y SbH3), los hidruros del grupo 16 (H2O, H2S, H2Se y H2Te) y los hidruros del grupo 17 (HF, HCl, HBr y HI). Al descender en los grupos, la polaridad de las moléculas disminuye ligeramente, mientras que los tamaños de las moléculas aumentan sustancialmente. El efecto de las fuerzas de dispersión cada vez más fuertes domina el de las atracciones dipolo–dipolo cada vez más débiles, y se observa que los puntos de ebullición aumentan constantemente. Utilizando esta tendencia, los puntos de ebullición previstos para el hidruro más ligero de cada grupo serían de unos −120 °C (para NH3), −80 °C (para H2O) y −110 °C (para HF). Sin embargo, los puntos de ebullición medidos para estos compuestos son aproximadamente −33,34 °C (para NH3), 100 °C (para H2O) y 19,5 °C (para HF), todos los cuales son considerablemente más altos que las tendencias previstas. El marcado contraste entre nuestras predicciones ingenuas y la realidad proporciona pruebas convincentes de la fuerza de los puentes de hidrógeno.

Efecto de la polaridad sobre la miscibilidad

Se dice que los líquidos que pueden mezclarse homogéneamente en cualquier proporción son miscibles. Los líquidos miscibles tienen polaridades similares. Consideremos, por ejemplo, el metanol (CH3OH) y el agua (H2O), dos líquidos que son polares y capaces de unirse con el hidrógeno. Al mezclar, el metanol y el agua interactúan a través de puentes de hidrógeno intermoleculares y se mezclan; por lo tanto, son miscibles. Asimismo, los líquidos no polares como el hexano (C6H14) y el bromo (Br2) son miscibles entre sí a través de fuerzas de dispersión. El axioma químico “semejante disuelve a lo semejante” es útil para predecir la miscibilidad de los compuestos. Dos líquidos que no se mezclan en una medida apreciable se llaman inmiscibles. Por ejemplo, el hexano no polar es inmiscible en el agua polar. Las fuerzas de atracción relativamente débiles entre el hexano y el agua no superan adecuadamente las fuerzas de los puentes de hidrógeno más fuertes entre las moléculas de agua.

Este texto ha sido adaptado de Openstax, Química 2e, Sección 10.1: Fuerzas intermoleculares y Sección 11.3: Solubilidad.

Get cutting-edge science videos from JoVE sent straight to your inbox every month.

Waiting X
Simple Hit Counter