Fuerzas intermoleculares y propiedades de las sustancias: una visión completa

Fuerzas de Van der Waals

Interacciones dipolo-dipolo

Se producen entre moléculas polares. Se genera una fuerza de atracción eléctrica entre los dipolos, produciéndose una orientación con signos opuestos. En moléculas con masa similar, origina diferencias apreciables en sus puntos de fusión y ebullición.

Interacciones ion-dipolo

Es la interacción responsable de la disolución de los compuestos iónicos en disolventes polares (por ejemplo, NaCl en H₂O). Los polos positivos del dipolo rodean al ion negativo, y los polos negativos del dipolo rodean al ion positivo. De esta forma, el ion se solubiliza en la disolución.

Interacciones dipolo-dipolo inducido

Se da cuando se ponen en contacto una sustancia polar con una apolar. La sustancia polar crea en la apolar un dipolo inducido, lo que depende del tamaño, que ha de ser lo suficientemente grande para que los electrones se agrupen en una parte de la molécula (por ejemplo, Cl en HCl).

Interacciones ion-dipolo inducido

Similar a las interacciones dipolo-dipolo inducido, pero el dipolo se induce en presencia de un ion (por ejemplo, I^- con I₂).

Interacciones dipolo instantáneo-dipolo inducido (de dispersión o de London)

Están presentes en todas las moléculas, sean o no polares. No las explica la mecánica clásica, ya que no puede existir atracción entre dos cuerpos neutros.

Factores que influyen en la polarizabilidad

• Número total de electrones: A mayor número de electrones, mayor polarizabilidad. Como el número de electrones aumenta con la masa molecular, aumenta la fuerza de London.
• Forma de la molécula: La polarizabilidad aumenta con el volumen.

Conclusión: Las fuerzas de dispersión aumentan con el tamaño de la molécula.

Cinética química

La termodinámica indica el sentido de una reacción, y la cinética química permite conocer la velocidad del proceso. La cinética química se basa en experimentos.

Velocidad de reacción

Variación de la concentración de cada una de las sustancias que interviene en el proceso por unidad de tiempo.

Velocidad instantánea de una reacción

Derivada de la concentración de cualquier reactivo o producto entre su coeficiente estequiométrico.

Ecuación de velocidad

v = k[A]^x[B]^y

"En las experiencias, se observa que si no cambia la concentración de B, el cambio de velocidad se debe al cambio de la concentración de A. Al doblar la concentración de A, se puede deducir que el orden de la reacción respecto a A es (un número)".

Orden de reacción

• Orden 0: No depende de la concentración del reactivo [X]. v = k
• Orden 1: Proporcional a la concentración del reactivo [X].
• Orden 2: Depende del cuadrado de la concentración del reactivo [X].

Mecanismo de reacción

Conjunto de reacciones sencillas (etapas elementales) que representan el avance de la reacción a escala molecular.

Molecularidad

Número de especies químicas que intervienen como reactivos en una etapa elemental.

• Proceso elemental: Ocurre en una etapa.
• Proceso no elemental: Ocurre en varias etapas.

Teoría de colisiones

Para que una reacción ocurra, deben cumplirse las siguientes condiciones:

1. Las moléculas de los reactivos deben chocar entre sí.
2. Los enlaces entre los átomos se rompen debido a la energía intercambiada en el choque. El choque debe ser eficaz.
3. Orientación adecuada: Se intercambian los átomos que participan en la ruptura y formación de enlaces.
4. Energía suficiente: Si la orientación es adecuada, la velocidad del choque tiene que ser suficiente para romper los enlaces iniciales. Se requiere un mínimo de energía (energía de activación, E_a). Si no se alcanza, no se forman productos.

El intermediario de reacción es el complejo activado. La diferencia entre la energía de los productos y los reactivos es la entalpía de reacción.

Ecuación de Arrhenius: k = Ae^(-Ea/RT) ; ln(k₂/k₁) = Ea/R (1/T₁ - 1/T₂)

Catalizadores

Aceleran la reacción sin formar parte de los reactivos ni de los productos.

• Catalizadores positivos: Disminuyen la energía de activación (E_a) y aumentan la velocidad de reacción.
• Inhibidores: Aumentan la energía de activación (E_a) y disminuyen la velocidad de reacción.

Ejemplos de catálisis: cracking del petróleo, explosión de la gasolina.

Tipos de enlaces y propiedades de las sustancias

Sustancias covalentes moleculares

Enlace molecular: Formado por moléculas unidas por fuerzas de Van der Waals o puentes de hidrógeno. Enlaces débiles. Muy blandos.

Estado: Gases (H₂, Cl₂), líquidos (Br₂, CCl₄) o sólidos (I₂).

Punto de fusión: Bajo.

Punto de ebullición: Bajo.

Solubilidad: Insolubles en agua en general, excepto los polares. Solubles en disolventes orgánicos (más solubles cuanto más polares).

Conductividad: Malos conductores.

Ejemplos: H₂O, NH₃, CH₃OH, H₂, O₂, Cl₂, CCl₄.

Sólidos covalentes atómicos

Enlace atómico: Átomos unidos por enlace covalente muy fuerte. Muy duros y frágiles.

Estado: Sólidos a temperatura ambiente.

Punto de fusión: Muy alto.

Punto de ebullición: Muy alto.

Solubilidad: Insolubles en agua y disolventes orgánicos.

Conductividad: Malos conductores.

Ejemplos: Diamante, cuarzo, nitrato de aluminio.

Sustancias con enlace metálico

Enlace metálico: Cationes y electrones móviles. Tipo metálico y fuerza de enlace variable.

Estado: Sólidos a temperatura ambiente (excepto Hg).

Punto de fusión: Muy compacto, muy alto; menos compacto, más bajo.

Punto de ebullición: Variables, pero generalmente muy altos.

Solubilidad: Insolubles en agua y disolventes orgánicos.

Conductividad: Muy buenos conductores.

Ejemplos: Hg, Li, Na, Pb, Fe, Cu, Ag, Pt, W.

Electronegatividad

Aumenta hacia arriba en la tabla periódica porque los electrones están más cercanos al núcleo, lo que aumenta la atracción, y hacia la derecha.

Enlace de hidrógeno

Interacción dipolar que se da entre moléculas polares que cumplen:

1. Un átomo de hidrógeno (H) unido a elementos químicos muy electronegativos y pequeños, como flúor (F), oxígeno (O) o nitrógeno (N).
2. Otros átomos muy pequeños y muy electronegativos con pares de electrones no enlazantes, como F, O o N.

Características:

• El enlace se produce por atracción eléctrica.
• La energía del enlace es intermedia entre las fuerzas de Van der Waals y el enlace covalente.
• Los puentes de hidrógeno provocan puntos de fusión y ebullición altos. Por ejemplo, H₂O frente a H₂S, H₂Se y H₂Te.