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B2Q U03.6 Fuerzas intermoleculares - Contenido educativo

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Subido el 26 de julio de 2021 por Raúl C.

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Hola a todos, soy Raúl Corraliza, profesor de química de segundo de bachillerato en el IES 00:00:16
Arquitecto Pedro Gumiel de Alcalá de Henares y os doy la bienvenida a esta serie de videoclases 00:00:22
de la unidad 3 dedicada al estudio del enlace químico. En la videoclase de hoy estudiaremos 00:00:27
las fuerzas intermoleculares. En esta videoclase vamos a estudiar las fuerzas intermoleculares. 00:00:38
por oposición a las fuerzas intramoleculares que hemos estudiado en las videoclases anteriores 00:00:52
que corresponden a los enlaces iónico, covalente y metálico. 00:00:58
Esto ya lo habíamos comentado en la primera videoclase en la introducción de esta unidad didáctica 00:01:04
donde dijimos que íbamos a distinguir, hablando del enlace químico en general, dos familias. 00:01:10
Enlaces o fuerzas intramoleculares, ya veis, enlace iónico covalente metálico, que describen la interacción de átomos para formar moléculas u otro tipo de estructuras, las redes cristalinas, que ya habíamos comentado hablando de compostos iónicos, de compostos covalentes reticulares y de compostos metálicos. 00:01:19
Y vamos a distinguir estas fuerzas intramoleculares de las fuerzas intermoleculares. Son más débiles que las anteriores y describen la interacción entre moléculas, siendo su naturaleza electrostática como veremos a continuación. 00:01:38
Así pues, podemos ver que estas fuerzas intermoleculares se establecen entre moléculas de sustancias covalentes. 00:01:56
Son fuerzas de atracción entre este tipo de moléculas. 00:02:03
Así pues, las moléculas no se encuentran aisladas, moviéndose arbitrariamente unas con respecto de otras, 00:02:07
sino que cuando tenemos una agrupación de moléculas van a estar interaccionando entre sí. 00:02:15
Así pues, estas fuerzas intermoleculares van a ser las responsables de la cohesión que se forma cuando pasamos de estado gaseoso a líquido o cuando pasamos de estado líquido a gaseoso en el caso de sustancias moleculares covalentes. 00:02:20
Hago hincapié en esto porque una pregunta muy habitual que nos podemos encontrar es la de cuál es la fuerza o el tipo de enlace responsable de que el agua en condiciones normales sea líquida. 00:02:37
Y una respuesta rápida y errónea consiste en decir que en el caso de las moléculas de agua lo que aparecen son enlaces covalentes. 00:02:53
Sí, de acuerdo. El enlace covalente es una de las fuerzas intramoleculares y es aquella que es responsable de que la molécula de agua exista como tal, puesto que los enlaces entre el oxígeno y los hidrógenos son enlaces covalentes. 00:03:03
Perfecto, pero el enlace covalente es el responsable de la existencia de la molécula de agua, 00:03:19
no de que el agua sea líquida. 00:03:24
El agua es líquida y no gaseosa en condiciones normales porque existe una cierta fuerza de cohesión entre las moléculas 00:03:27
y estas fuerzas de cohesión entre moléculas son las fuerzas intermoleculares que vamos a estudiar en esta sección. 00:03:33
Vamos a iniciar el estudio de las fuerzas intermoleculares con las más débiles de todas, 00:03:42
las fuerzas de dispersión o fuerzas de London. 00:03:47
Como podéis ver, estas fuerzas aparecerán siempre entre cualquier tipo de molécula, ya sea polar o no polar, 00:03:50
pero las voy a explicar con el ejemplo de dos átomos de helio, que son átomos perfectamente apolares, 00:03:56
porque en este caso, en el caso de moléculas o de átomos apolares, son las únicas que nos podríamos encontrar. 00:04:05
Nosotros sabemos que el helio es un gas noble. 00:04:12
Sabemos que los átomos de helio como tales no interaccionan entre sí. 00:04:15
Pero en un cierto momento, en unas ciertas condiciones de presión y temperatura, es posible encontrarnos helio en estado líquido y, en casos más extremos, helio en estado sólido. 00:04:19
Cualquier sustancia líquida está formada por partículas que interaccionan entre sí. 00:04:30
Sabemos que el líquido conforma un único cuerpo que tiende a tener la forma del recipiente que lo contiene, de tal forma que las moléculas, los átomos, interaccionan entre sí. 00:04:35
Bien, pues el caso de los átomos de helio, cuando nos los encontramos en estado líquido, es un caso de este tipo de fuerzas de dispersión del hondo. 00:04:46
La idea es la siguiente. Decimos que los átomos de helio son apolares porque, en general, la corteza electrónica, los dos electrones que forman la corteza electrónica del helio, 00:04:56
se encuentran distribuidos al azar pero de una forma simétrica alrededor del núcleo. 00:05:08
distribuidos al azar quiere decir que en un momento dado a lo largo del tiempo puede ser 00:05:13
que nos encontráramos en el caso de este átomo de helio a que tengo aquí representado a la izquierda 00:05:21
los electrones colocados en el lado izquierdo del átomo en principio están distribuidos de 00:05:26
forma simétrica pero en un momento dado fruto del azar podrían encontrarse en el lado izquierdo 00:05:32
En ese momento, en ese instante de tiempo, el átomo de helio es un átomo polarizado, es un átomo polar, 00:05:36
puesto que yo podría interpretar que tengo una pequeña carga en el lado izquierdo del átomo de helio, 00:05:45
sencillamente porque es ahí donde se encuentran los electrones en este preciso instante, 00:05:51
y por oposición, en el lado derecho, podría pensar que lo que tengo es una pequeña carga positiva, 00:05:54
sencillamente porque los electrones no están ahí. 00:06:00
Bueno, insisto en que esto puede ocurrir durante un instante de tiempo fruto del azar. 00:06:03
¿Qué es lo que ocurre? Pues que si tuviera junto a este átomo de helio A otro átomo de helio B, 00:06:10
esta carga positiva, que no es real, sencillamente representa que justo en este instante de tiempo, en este átomo de helio, aquí no están los electrones. 00:06:16
Bien, pues esta carga positiva que yo tengo aquí, ficticia, en el lado derecho de este átomo de helio A, 00:06:25
puede atraer a los electrones de este otro átomo de helio B, 00:06:31
de tal forma que la carga positiva puede hacer que, también instantáneamente, 00:06:37
los dos electrones del átomo de helio B se aproximen al lado izquierdo del átomo, 00:06:42
sencillamente porque las cargas positivas atraen a las cargas negativas. 00:06:48
Igual que ocurría en el caso del átomo de helio A, 00:06:53
el hecho de tener los electrones más cerca del lado izquierdo del átomo 00:06:56
hace que parezca que tenga una carga negativa 00:06:59
y por oposición que en el extremo derecho 00:07:02
parezca que tenga una carga positiva. 00:07:04
Y aquí lo que tengo en un instante de tiempo 00:07:08
fruto del azar son dos dipolos. 00:07:10
A partir de átomos que eran apolares 00:07:14
el que surja instantánea y espontáneamente 00:07:16
un dipolo en el átomo de helio A 00:07:20
induce un dipolo a su vez en el átomo de helio B 00:07:22
que también va a ser instantánea. 00:07:26
Por supuesto, los electrones tanto en A como en B se están moviendo continuamente. 00:07:29
El dipolo que había aparecido instantáneamente y espontáneamente en el átomo de helio A se deshará, 00:07:34
porque los electrones que se están moviendo volverán a ocupar las posiciones simétricas alrededor del átomo de helio. 00:07:40
Y, igualmente, una vez que haya desaparecido este dipolo en el átomo de helio que hemos llamado A, 00:07:47
pues esta separación de carga que había inducido en el átomo de helio B deja de tener sentido y los 00:07:53
electrones que estaban aquí agopados en el estremo izquierdo del átomo de helio B pues 00:07:59
podrían distribuirse de una forma uniforme alrededor del átomo de helio B y volveremos 00:08:03
a una situación como esta de aquí en la que tenemos los dos átomos sin polarizar. ¿Qué es lo que 00:08:08
ocurre? Que durante un breve instante de tiempo estos dos átomos de helio, el A y el B, han 00:08:14
interaccionado entre sí. Durante un breve instante de tiempo esta separación de cargas ha inducido a 00:08:20
su vez otra separación de cargas en el otro átomo y durante el breve instante de tiempo en que yo he 00:08:25
tenido aquí en el átomo de helio A en el lado derecho una ligera carga positiva y en el átomo 00:08:30
de helio B en el lado izquierdo una ligera carga negativa, estas dos cargas de distintos signos se 00:08:36
han atraído y aquí ha aparecido durante un breve instante de tiempo una pequeña interacción. Si 00:08:41
multiplicamos esto por una enorme cantidad de átomos de helio y durante desde luego una cierta 00:08:47
cantidad de tiempo aparecerán fruto del azar una múltiple cantidad de interacciones de este tipo 00:08:54
que son los que explicarían como dije anteriormente el que en un momento dado aparezca helio en estado 00:09:02
líquido o bien helio en estado gaseoso. Estas fuerzas de dispersión de London son las únicas 00:09:08
que nos podríamos encontrar en moléculas perfectamente apolares, 00:09:15
aquellas que tengan una distribución simétrica de carga, 00:09:20
ya sea atómicas, y ese va a ser el caso de los gases nobles, 00:09:24
o bien moléculas formadas por dos o tres átomos 00:09:28
que sean perfectamente simétricas, 00:09:31
o bien que contengan enlaces que sean todos ellos apolares. 00:09:34
Las siguientes fuerzas intermoleculares que quería ver con vosotros 00:09:39
son las fuerzas que aparecen entre dipolos permanentes. 00:09:43
En el caso de las fuerzas de dispersión de London, que acabamos de ver, estas son las únicas que aparecen en moléculas que son apolares y estas son las que aparecen predominantemente entre moléculas o entre estructuras que sean polares. 00:09:47
Aquí tenemos una representación gráfica de moléculas que tienen un extremo con una ligera carga negativa, que está representada en azul, y otro extremo con una ligera carga positiva, que está representada en rojo. 00:10:02
nuevamente os recuerdo que esta separación de cargas no es estrictamente real lo que está 00:10:14
representando es que en este lado de la molécula tenemos átomos que son mucho más electronegativos 00:10:20
que los que se encuentran en este otro lado de la molécula de tal forma que los pares de 00:10:26
electrones de enlace tienden a estar durante una mayor cantidad de tiempo más próximo al átomo 00:10:30
más electronegativo que al átomo menos electronegativo no se trata de una separación 00:10:36
real de cargas, no es que haya aquí uno o dos o tres electrones de más, sino que en 00:10:41
promedio los electrones se encuentran en promedio más veces, más tiempo en esta región de 00:10:45
la molécula que en esta otra. Y eso ocurre de una forma permanente. Los electrones están 00:10:50
moviéndose, están pululando alrededor de la molécula, pero se encuentran en promedio 00:10:55
más cerca de este extremo que del otro. Por oposición a lo que ocurría en las fuerzas 00:11:00
de dispersión de London, donde lo que teníamos era una molécula o un átomo apolar que tiene 00:11:06
una distribución simétrica de los electrones en la corteza y que espontáneamente en un 00:11:11
momento dado fruto del azar, pues podría ocurrir que estuvieran todos los electrones 00:11:16
agolpados en un extremo, dejando el otro extremo vacío. Aquí lo que tenemos es que siempre 00:11:20
tenemos los electrones en promedio más cerca de un extremo que del otro. Bien, en este 00:11:26
caso aparecen fuerzas de interacción electrostática de carácter permanente entre los extremos negativos 00:11:31
y positivos de todas las moléculas, puesto que los lados negativos y positivos de moléculas 00:11:38
colindantes tienden a atraerse entre sí, mientras que los lados positivos y positivos, o bien negativos 00:11:45
y negativos de moléculas colindantes, tienden a arrepiarse entre sí. ¿Qué es lo que va a ocurrir 00:11:51
cuando nos encontramos con esta situación? Pues que las moléculas tienden a orientarse. Lo que 00:11:57
van a hacer es tender a girarse de tal manera que el extremo positivo esté cerca de los extremos 00:12:02
negativos de las moléculas colindantes y viceversa, el extremo positivo se encuentre cerca de los 00:12:09
negativos. Aquí esta interacción es permanente, continuamente esta fuerza electrostática está 00:12:14
apareciendo por oposición a lo que veíamos anteriormente en el caso de la fuerza de dispersión 00:12:22
de London, donde habitualmente nos vamos a encontrar con estructuras, átomos o moléculas 00:12:26
que sean apolares y estas fuerzas de interacción electrostáticas van a aparecer instantáneamente 00:12:33
en un momento dado, porque instantáneamente aparece esta separación fruto del azar en 00:12:38
una de las moléculas o átomos, que induce a su vez una separación de carga en el colindante 00:12:43
y durante un instante de tiempo, el que dura esta situación, estas moléculas se orientan, 00:12:49
se atraen o bien se repelen, dependiendo de cómo estén orientadas con respecto a las 00:12:54
que están alrededor. Pero insisto, las fuerzas de dispersión de London son instantáneas 00:12:58
por su propia naturaleza. Las fuerzas entre moléculas que son dipolos permanentes son 00:13:03
permanentes. De tal forma que éstas van a ser más intensas que las otras por la sencilla 00:13:09
razón de que están actuando durante una mayor cantidad de tiempo. De hecho, van a 00:13:14
estar ocurriendo continuamente. Una situación intermedia serían las fuerzas que aparecen 00:13:18
entre dipolos permanentes y dipolos inducidos. Aquí lo que va a ocurrir es que tenemos una 00:13:25
mezcla de moléculas que sean dipolos permanentes y otras moléculas que sean apolares, moléculas 00:13:30
o átomos que sean apolares. Y en ese caso lo que ocurre es algo similar a lo que teníamos 00:13:38
en las fuerzas de dispersión de London, pero imaginaos que esta molécula fuera un dipolo 00:13:43
permanente, que esta separación de carga, esta separación que nosotros vemos de carga, ocurriera 00:13:49
durante todo el tiempo y que cuando se encuentra cerca de una molécula apolar indujera esta 00:13:56
separación de carga e interactuarán entre sí. En ese caso lo que ocurre para que esta fuerza 00:14:02
desaparezca, no es que el primer dipolo que era instantáneo 00:14:08
desapareciera, puesto que no lo es. Lo que ocurre es que 00:14:12
estas moléculas están desplazándose unas con respecto de otras, chocan, no chocan 00:14:16
y lo que puede ocurrir es que esta molécula que fuera un dipolo 00:14:20
permanente se aproximara a esta otra molécula o átomo 00:14:24
produjera la separación de cargas, interactuara con ella, pero luego 00:14:28
se alejara. De tal forma que este átomo o molécula 00:14:32
donde se indujo una separación de cargas, 00:14:37
volver a la situación inicial donde lo que tenemos es un átomo o molécula apolar. 00:14:40
En orden de intensidad, por así decirlo, 00:14:45
las fuerzas de dispersión de London son las menos intensas, 00:14:49
las fuerzas entre dipolos permanentes y dipolos inducidos 00:14:54
que se producen entre moléculas polares y apolares 00:14:57
serán las siguientes más intensas 00:15:00
y, por último, las fuerzas entre dipolos permanentes 00:15:03
que ocurren continuamente, son las más intensas de las tres. 00:15:06
Aunque, insisto en lo que había dicho anteriormente en la introducción, 00:15:09
las fuerzas intermoleculares, que son estas que estamos viendo, 00:15:13
son siempre menos intensas que las fuerzas intramoleculares. 00:15:16
Y estas fuerzas no van a ser suficientes, en principio, 00:15:20
para romper enlaces covalentes, o bien enlaces metálicos, 00:15:24
o bien enlaces iónicos, aunque ahí habríamos de hacer una salvedad. 00:15:28
Un tipo especial, un tipo muy particular de fuerzas dipolo permanente, dipolo permanente, 00:15:32
son las que se denominan enlace de hidrógeno. 00:15:41
Como veis es un caso extremo de fuerza dipolo permanente, dipolo permanente y es que hay 00:15:44
ciertas moléculas que son dipolos que por su propia característica experimentan entre 00:15:49
sí fuerzas mucho más intensas que los demás. 00:15:56
Va a ocurrir en moléculas donde tengamos al menos un átomo de hidrógeno que esté 00:16:00
unido mediante un enlace covalente con un átomo que sea mucho más electronegativo 00:16:05
que él. Va a ser el caso de hidrógeno unido a flúor, hidrógeno unido a oxígeno o bien 00:16:10
hidrógeno unido a nitrógeno. Y las moléculas típicas donde nos vamos a encontrar con enlaces 00:16:17
de hidrógeno van a ser el flúor de hidrógeno, la molécula de agua y la molécula de amoníaco. 00:16:22
No son las únicas, pero sí van a ser las más representativas. 00:16:28
El caso del agua es el caso más típico y aquí tenemos representado distintas moléculas de agua con el átomo de oxígeno en color rojo y los átomos de hidrógeno en color blanco. 00:16:33
donde os recuerdo que teníamos un lado con una separación de carga, un lado con carga negativa, 00:16:44
el lado correspondiente al oxígeno, que es un átomo mucho más electronegativo que el hidrógeno, 00:16:53
y en la separación de carga, la carga positiva en el lado de los hidrógenos, que es mucho menos electronegativo que el oxígeno. 00:17:00
Así que, insisto, aquí lo que está ocurriendo es que los electrones de enlace, 00:17:07
el par de electrones entre el oxígeno y un hidrógeno y el par con el otro tienden a estar 00:17:10
más cerca del oxígeno que del hidrógeno. Pues bien, esa separación de carga con el lado del 00:17:15
oxígeno negativo y el lado del hidrógeno positivo hace que las moléculas de agua se orienten, 00:17:20
de tal forma que tengamos siempre colinando con el átomo de hidrógeno de una molécula el átomo 00:17:25
de oxígeno de las vecinas y colinando con el átomo de oxígeno los átomos de hidrógeno de las otras. 00:17:32
las interacciones entre moléculas adyacentes son las que se denominan enlaces de hidrógeno y se 00:17:37
denominan así porque el hidrógeno de una molécula hace de puente entre los oxígenos de su molécula 00:17:46
y la molécula vecina tener mucho cuidado por favor de no confundir esta unión esta fuerza 00:17:53
intermolecular entre dos moléculas distintas en este caso de agua a través de un átomo de 00:17:59
hidrógeno con el propio enlace covalente que une el hidrógeno en este caso con el átomo de oxígeno 00:18:04
aunque podría ser flúor o nitrógeno. Es un error muy común y es fácilmente evitable si tenemos esto 00:18:11
en cuenta. Cuando mencionaba hace un momento que en principio las fuerzas intermoleculares son mucho 00:18:20
más débiles que las fuerzas intramoleculares y que ninguna fuerza intermolecular en principio 00:18:26
¿Sería capaz de romper enlaces covalentes o metálicos o iónicos? La salvedad es esta. Cuando tengamos moléculas que presentan enlaces de hidrógeno, van a ser moléculas muy polares y éstas sí van a ser capaces en un momento dado de disociar los enlaces iónicos. 00:18:32
Pero en ese caso lo que nos encontramos es con un proceso de solubilidad, que estudiaremos con algo más de detenimiento dentro de dos o tres unidades, hablando de los equilibrios de solubilidad. 00:18:53
Con respecto a las fuerzas intermoleculares y su comparación con las fuerzas intramoleculares, ya podéis resolver los ejercicios propuestos del 11 al 13. 00:19:07
En el aula virtual de la asignatura tenéis disponibles otros recursos, ejercicios y cuestionarios. 00:19:18
Asimismo, tenéis más información en las fuentes bibliográficas y en la web. 00:19:28
No dudéis en traer vuestras dudas e inquietudes a clase o al foro de dudas de la unidad en el aula virtual. 00:19:32
Un saludo y hasta pronto. 00:19:38
Idioma/s:
es
Autor/es:
Raúl Corraliza Nieto
Subido por:
Raúl C.
Licencia:
Reconocimiento - No comercial - Sin obra derivada
Visualizaciones:
104
Fecha:
26 de julio de 2021 - 12:29
Visibilidad:
Público
Centro:
IES ARQUITECTO PEDRO GUMIEL
Duración:
20′ 07″
Relación de aspecto:
1.78:1
Resolución:
1024x576 píxeles
Tamaño:
34.33 MBytes

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