Fuerza intermolecular

Fuerza de atracción o repulsión entre moléculas y partículas vecinas.

Las fuerzas intermoleculares (IMF) (o fuerzas secundarias) son las fuerzas que median la interacción entre moléculas, incluidas las fuerzas de atracción o repulsión que actúan entre átomos y otros tipos de partículas vecinas, por ejemplo, átomos o iones . Las fuerzas intermoleculares son débiles en relación con las fuerzas intramoleculares , las fuerzas que mantienen unida a una molécula. Por ejemplo, el enlace covalente , que implica compartir pares de electrones entre átomos, es mucho más fuerte que las fuerzas presentes entre moléculas vecinas. Ambos conjuntos de fuerzas son partes esenciales de los campos de fuerza que se utilizan con frecuencia en la mecánica molecular .

La investigación de las fuerzas intermoleculares parte de observaciones macroscópicas que indican la existencia y acción de fuerzas a nivel molecular. Estas observaciones incluyen el comportamiento termodinámico de gas no ideal reflejado por coeficientes viriales , presión de vapor , viscosidad , tensión superficial y datos de absorción.

La primera referencia a la naturaleza de las fuerzas microscópicas se encuentra en Alexis Clairaut trabajo 's Théorie de la figura de la Terre, publicado en París en 1743. ^[1] Otros científicos que han contribuido a la investigación de las fuerzas microscópicas incluyen: Laplace , Gauss , Maxwell y Boltzmann .

Las fuerzas intermoleculares atractivas se clasifican en los siguientes tipos:

• Enlace de hidrógeno / enlace de H
• Enlace iónico
• Fuerzas dipolo inducidas por iones
• Fuerzas ion-dipolo
• Fuerzas de van der Waals : fuerza de Keesom , fuerza de Debye y fuerza de dispersión de Londres

La información sobre las fuerzas intermoleculares se obtiene mediante mediciones macroscópicas de propiedades como datos de viscosidad, presión, volumen, temperatura (PVT). El vínculo con los aspectos microscópicos viene dado por los coeficientes viriales y los potenciales de Lennard-Jones .

Enlace de hidrógeno

Artículo principal: enlace de hidrógeno

Un enlace de hidrógeno es la atracción entre el par solitario de un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno que está unido a un átomo electronegativo, generalmente nitrógeno , oxígeno o flúor . ^[2] El enlace de hidrógeno se describe a menudo como una fuerte interacción dipolo-dipolo electrostático. Sin embargo, también tiene algunas características de enlace covalente: es direccional, más fuerte que una interacción de fuerza de van der Waals , produce distancias interatómicas más cortas que la suma de sus radios de van der Waals y, por lo general, involucra un número limitado de socios de interacción, que pueden ser interpretado como una especie de valencia. El número de enlaces de hidrógeno formados entre moléculas es igual al número de pares activos. La molécula que dona su hidrógeno se denomina molécula donante, mientras que la molécula que contiene un par solitario que participa en el enlace H se denomina molécula aceptora. El número de pares activos es igual al número común entre el número de hidrógenos que tiene el donante y el número de pares solitarios que tiene el aceptor.

Aunque ambos no se muestran en el diagrama, las moléculas de agua tienen dos pares activos, ya que el átomo de oxígeno puede interactuar con dos hidrógenos para formar dos enlaces de hidrógeno. El enlace de hidrógeno intermolecular es responsable del alto punto de ebullición del agua (100 ° C) en comparación con los otros hidruros del grupo 16 , que tienen poca capacidad para formar enlaces de hidrógeno. El enlace de hidrógeno intramolecular es en parte responsable de las estructuras secundarias , terciarias y cuaternarias de proteínas y ácidos nucleicos . También juega un papel importante en la estructura de los polímeros , tanto sintéticos como naturales. ^[3]

Unión iónica

Artículo principal: Unión iónica

La atracción entre sitios catiónicos y aniónicos es una interacción no covalente o intermolecular a la que normalmente se hace referencia como apareamiento de iones o puente salino. ^[4] Se debe esencialmente a fuerzas electrostáticas, aunque en medio acuoso la asociación es impulsada por entropía y, a menudo, incluso endotérmica. La mayoría de las sales forman cristales con distancias características entre los iones; a diferencia de muchas otras interacciones no covalentes, los puentes salinos no son direccionales y, en el estado sólido, por lo general, el contacto está determinado solo por los radios de van der Waals de los iones. Los iones inorgánicos y orgánicos se muestran en el agua a una fuerza iónica moderada.Un puente de sal similar a los valores de ΔG de asociación alrededor de 5 a 6 kJ / mol para una combinación 1: 1 de anión y catión, casi independiente de la naturaleza (tamaño, polarización, etc. ) de los iones.^[5] Los valores de ΔG son aditivos y aproximadamente una función lineal de las cargas, la interacción de, por ejemplo, un anión fosfato doblemente cargado con un catión de amonio con carga única representa aproximadamente 2x5 = 10 kJ / mol. Los valores de ΔG dependen de la fuerza iónica I de la solución, como se describe en la ecuación de Debye-Hückel, a fuerza iónica cero se observa ΔG = 8 kJ / mol.

Interacciones dipolo-dipolo e interacciones similares

Dipolo regular

Las interacciones dipolo-dipolo son interacciones electrostáticas entre moléculas que tienen dipolos permanentes. Esta interacción es más fuerte que las fuerzas de London pero es más débil que la interacción ion-ion porque solo están involucradas cargas parciales. Estas interacciones tienden a alinear las moléculas para aumentar la atracción (reduciendo la energía potencial ). Un ejemplo de interacción dipolo-dipolo se puede ver en el cloruro de hidrógeno (HCl): el extremo positivo de una molécula polar atraerá el extremo negativo de la otra molécula e influirá en su posición. Las moléculas polares tienen una atracción neta entre ellas. Los ejemplos de moléculas polares incluyen cloruro de hidrógeno (HCl) y cloroformo (CHCl ₃ ).

${\displaystyle {\overset {\color {Red}\delta +}{{\ce {H}}}}-{\overset {\color {Red}\delta -}{{\ce {Cl}}}}\cdots {\overset {\color {Red}\delta +}{{\ce {H}}}}-{\overset {\color {Red}\delta -}{{\ce {Cl}}}}}$

A menudo, las moléculas contienen grupos dipolares de átomos, pero no tienen un momento dipolar general en la molécula en su conjunto. Esto ocurre si hay simetría dentro de la molécula que hace que los dipolos se cancelen entre sí. Esto ocurre en moléculas como el tetraclorometano y el dióxido de carbono . La interacción dipolo-dipolo entre dos átomos individuales suele ser cero, ya que los átomos rara vez llevan un dipolo permanente. Estas fuerzas se analizan con más detalle en la sección sobre la interacción de Keesom, a continuación.

Fuerzas dipolares iónicas y dipolo inducidas por iones

Las fuerzas ion-dipolo y dipolo inducidas por iones son similares a las interacciones dipolo-dipolo y dipolo inducidas por dipolo, pero involucran iones, en lugar de solo moléculas polares y no polares. Las fuerzas ión-dipolo y dipolo inducidas por iones son más fuertes que las interacciones dipolo-dipolo porque la carga de cualquier ion es mucho mayor que la carga de un momento dipolar. El enlace ion-dipolo es más fuerte que el enlace de hidrógeno. ^[6]

Una fuerza ion-dipolo consta de la interacción de un ion y una molécula polar. Se alinean para que los grupos positivos y negativos estén uno al lado del otro, permitiendo la máxima atracción. Un ejemplo importante de esta interacción es la hidratación de iones en el agua que dan lugar a la entalpía de hidratación. Las moléculas de agua polares se rodean de iones en el agua y la energía liberada durante el proceso se conoce como entalpía de hidratación. La interacción tiene su inmensa importancia para justificar la estabilidad de varios iones (como Cu ²⁺ ) en el agua.

Una fuerza dipolar inducida por iones consiste en la interacción de un ión y una molécula apolar. Como una fuerza dipolo inducida por dipolo, la carga del ion provoca la distorsión de la nube de electrones en la molécula no polar. ^[7]

Fuerzas de Van der Waals

Artículo principal: fuerza de van der Waals

Las fuerzas de van der Waals surgen de la interacción entre átomos o moléculas sin carga, lo que conduce no solo a fenómenos como la cohesión de fases condensadas y la absorción física de gases, sino también a una fuerza universal de atracción entre cuerpos macroscópicos. ^[8]

Fuerza de Keesom

La primera contribución a las fuerzas de van der Waals se debe a las interacciones electrostáticas entre dipolos permanentes rotativos, cuadrupolos (todas moléculas con simetría menor que cúbica) y multipolares. Se denomina interacción de Keesom y lleva el nombre de Willem Hendrik Keesom . ^[9] Estas fuerzas se originan en la atracción entre dipolos permanentes (moléculas dipolares) y dependen de la temperatura. ^[8]

Consisten en interacciones atractivas entre dipolos que son conjuntospromediado sobre diferentes orientaciones rotacionales de los dipolos. Se supone que las moléculas están girando constantemente y nunca se bloquean en su lugar. Esta es una buena suposición, pero en algún momento las moléculas se bloquean en su lugar. La energía de una interacción de Keesom depende de la sexta potencia inversa de la distancia, a diferencia de la energía de interacción de dos dipolos espacialmente fijos, que depende de la tercera potencia inversa de la distancia. La interacción de Keesom solo puede ocurrir entre moléculas que poseen momentos dipolares permanentes, es decir, dos moléculas polares. Además, las interacciones de Keesom son interacciones de van der Waals muy débiles y no ocurren en soluciones acuosas que contienen electrolitos. La interacción promediada del ángulo viene dada por la siguiente ecuación:

${\displaystyle {\frac {-m_{1}^{2}m_{2}^{2}}{24\pi ^{2}\varepsilon _{0}^{2}\varepsilon _{r}^{2}k_{\text{B}}Tr^{6}}}=V,}$

donde m = momento dipolar, = permitividad del espacio libre, = constante dieléctrica del material circundante, T = temperatura, = constante de Boltzmann yr = distancia entre moléculas.${\displaystyle \varepsilon _{0}}$${\displaystyle \varepsilon _{r}}$${\displaystyle k_{\text{B}}}$

Fuerza de Debye (dipolos inducidos permanentes)

La segunda contribución es la inducción (también denominada polarización) o fuerza de Debye, que surge de las interacciones entre dipolos permanentes rotativos y de la polarizabilidad de átomos y moléculas (dipolos inducidos). Estos dipolos inducidos ocurren cuando una molécula con un dipolo permanente repele los electrones de otra molécula. Una molécula con dipolo permanente puede inducir un dipolo en una molécula vecina similar y causar atracción mutua. Las fuerzas de Debye no pueden ocurrir entre átomos. Las fuerzas entre los dipolos inducidos y permanentes no dependen tanto de la temperatura como las interacciones de Keesom porque el dipolo inducido es libre de desplazarse y rotar alrededor de la molécula polar. Los efectos de inducción de Debye y los efectos de orientación de Keesom se denominan interacciones polares. ^[8]

Las fuerzas dipolares inducidas aparecen a partir de la inducción (también denominada polarización ), que es la interacción atractiva entre un multipolar permanente en una molécula con un inducido (por el anterior di / multipolar) 31 en otra. ^{[10] [11] [12]} Esta interacción se llama la fuerza Debye , llamada así por Peter JW Debye .

Un ejemplo de interacción de inducción entre dipolo permanente y dipolo inducido es la interacción entre HCl y Ar. En este sistema, Ar experimenta un dipolo cuando sus electrones son atraídos (hacia el lado H del HCl) o repelidos (desde el lado Cl) por el HCl. ^{[10] [11]} La interacción del ángulo promedio viene dada por la siguiente ecuación:

${\displaystyle {\frac {-m_{1}^{2}\alpha _{2}}{16\pi ^{2}\varepsilon _{0}^{2}\varepsilon _{r}^{2}r^{6}}}=V,}$

donde = polarizabilidad.${\displaystyle \alpha }$

Este tipo de interacción se puede esperar entre cualquier molécula polar y una molécula no polar / simétrica. La fuerza de inducción-interacción es mucho más débil que la interacción dipolo-dipolo, pero más fuerte que la fuerza de dispersión de London .

Fuerza de dispersión de London (interacción dipolo fluctuante inducida por dipolo)

Artículo principal: fuerza de dispersión de Londres

La tercera y dominante contribución es la dispersión o fuerza de London (dipolo fluctuante inducido por dipolo), que surge debido a los momentos dipolares instantáneos distintos de cero de todos los átomos y moléculas. Tal polarización puede ser inducida por una molécula polar o por la repulsión de nubes de electrones cargados negativamente en moléculas no polares. Por lo tanto, las interacciones de Londres son causadas por fluctuaciones aleatorias de la densidad de electrones en una nube de electrones. Un átomo con una gran cantidad de electrones tendrá una fuerza de Londres asociada mayor que un átomo con menos electrones. La fuerza de dispersión (Londres) es el componente más importante porque todos los materiales son polarizables, mientras que las fuerzas de Keesom y Debye requieren dipolos permanentes. La interacción de Londres es universal y también está presente en las interacciones átomo-átomo. Por varias razones,Las interacciones de London (dispersión) se han considerado relevantes para las interacciones entre cuerpos macroscópicos en sistemas condensados.Hamaker desarrolló la teoría de van der Waals entre cuerpos macroscópicos en 1937 y demostró que la aditividad de estas interacciones las hace de un alcance considerablemente mayor. ^[8]

Fuerza relativa de fuerzas

Tipo de enlace	Energía de disociación (kcal / mol) [13]	Energía de disociación (kJ / mol)	Nota
Celosía iónica	250–4000 [14]	1100-20000
Enlace covalente	30–260	130-1100
Enlace de hidrógeno	1-12	4-50	Aproximadamente 5 kcal / mol (21 kJ / mol) en agua
Dipolo-dipolo	0,5-2	2-8
Fuerzas de dispersión de Londres	<1 a 15	<4 a 63	Estimada a partir de las entalpías de vaporización de hidrocarburos [15]

Esta comparación es aproximada. Las fortalezas relativas reales variarán dependiendo de las moléculas involucradas. La unión iónica y la unión covalente siempre serán más fuertes que las fuerzas intermoleculares en cualquier sustancia dada.

Efecto sobre el comportamiento de los gases

Las fuerzas intermoleculares son repulsivas a distancias cortas y atractivas a largas distancias (ver el potencial de Lennard-Jones ). En un gas, la fuerza repulsiva tiene principalmente el efecto de evitar que dos moléculas ocupen el mismo volumen. Esto le da a un gas real una tendencia a ocupar un volumen mayor que un gas ideal a la misma temperatura y presión. La fuerza de atracción acerca a las moléculas y le da a un gas real una tendencia a ocupar un volumen más pequeño que un gas ideal. Qué interacción es más importante depende de la temperatura y la presión (ver factor de compresibilidad ).

En un gas, las distancias entre las moléculas son generalmente grandes, por lo que las fuerzas intermoleculares tienen solo un efecto pequeño. La fuerza de atracción no es superada por la fuerza repulsiva, sino por la energía térmica de las moléculas. La temperatura es la medida de la energía térmica, por lo que aumentar la temperatura reduce la influencia de la fuerza de atracción. Por el contrario, la influencia de la fuerza repulsiva esencialmente no se ve afectada por la temperatura.

Cuando se comprime un gas para aumentar su densidad, aumenta la influencia de la fuerza de atracción. Si el gas se hace lo suficientemente denso, las atracciones pueden volverse lo suficientemente grandes como para superar la tendencia del movimiento térmico a hacer que las moléculas se dispersen. Luego, el gas puede condensarse para formar un sólido o líquido, es decir, una fase condensada. Una temperatura más baja favorece la formación de una fase condensada. En una fase condensada, existe casi un equilibrio entre las fuerzas de atracción y repulsión.

Teorías de la mecánica cuántica

Artículo principal: Explicación de la mecánica cuántica de las interacciones intermoleculares.

Esta sección necesita expansión . Puede ayudar agregando más . ( Septiembre de 2009 )

Las fuerzas intermoleculares observadas entre átomos y moléculas pueden describirse fenomenológicamente como que ocurren entre dipolos permanentes e instantáneos, como se describió anteriormente. Alternativamente, se puede buscar una teoría unificadora fundamental que sea capaz de explicar los diversos tipos de interacciones, como los enlaces de hidrógeno, las fuerzas de van der Waals y las interacciones dipolo-dipolo. Normalmente, esto se hace aplicando las ideas de la mecánica cuántica a las moléculas, y la teoría de la perturbación de Rayleigh-Schrödinger ha sido especialmente eficaz en este sentido. Cuando se aplica a los métodos de química cuántica existentes , esta explicación mecánica cuántica de las interacciones intermolecularesproporciona una serie de métodos aproximados que se pueden utilizar para analizar interacciones intermoleculares. ^{[ cita requerida ]} Uno de los métodos más útiles para visualizar este tipo de interacciones intermoleculares, que podemos encontrar en la química cuántica, es el índice de interacción no covalente , que se basa en la densidad electrónica del sistema. Las Fuerzas de Dispersión de Londres (LDF) juegan un papel importante en esto.

Ver también

• Enlace iónico
• Puentes de sal
• Relación de Coomber
• Campo de fuerza (química)
• Efecto hidrofóbico
• Fuerza intramolecular
• Sólido molecular
• Polímero
• Programas informáticos de química cuántica
• fuerza de van der Waals
• Comparación de software para modelado de mecánica molecular
• Interacciones no covalentes
• Solvacion

Referencias

1. Margenau, H. y Kestner, N. (1968) Teoría de las fuerzas intermoleculares , Serie internacional de monografías en filosofía natural, Pergamon Press, ISBN  1483559289
2. IUPAC , Compendio de terminología química , 2ª ed. (el "Libro de oro") (1997). Versión corregida en línea: (2006–) " enlace de hidrógeno ". doi : 10.1351 / goldbook.H02899
3. Lindh, Ulf (2013), "Funciones biológicas de los elementos", en Selinus, Olle (ed.), Essentials of Medical Geology (Ed. Revisada), Dordrecht: Springer, págs. 129-177, doi : 10.1007 / 978 -94-007-4375-5_7 , ISBN 978-94-007-4374-8
4. Interacciones iónicas en macromoléculas naturales y sintéticas A. Ciferri y A. Perico, Eds., 2012 John Wiley & Sons, Inc., p. 35 y siguientes ISBN 978-0-470-52927-0 . 
5. Biedermann, F; Schneider, H.-J., Chem. Rev., 2016, 116, 5216 https://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/acs.chemrev.5b00583
6. Tro, Nivaldo (2011). Química: un enfoque molecular . Estados Unidos: Pearson Education Inc. p. 466. ISBN 978-0-321-65178-5.
7. Blaber, Michael (1996). Fuerzas intermoleculares . mikeblaber.org
8. Leite, FL; Bueno, CC; Da Róz, AL; Ziemath, EC; Oliveira, ON (2012). "Modelos teóricos de fuerzas superficiales y adherencia y su medición mediante microscopía de fuerza atómica" . Revista Internacional de Ciencias Moleculares . 13 (12): 12773–856. doi : 10.3390 / ijms131012773 . PMC 3497299 . PMID 23202925 .  
9. Keesom, WH (1915). "El segundo coeficiente virial para moléculas esféricas rígidas cuya atracción mutua es equivalente a la de un cuatrillizo colocado en su centro" (PDF) . Actas de la Real Academia de Artes y Ciencias de los Países Bajos . 18 : 636–646.
10. Blustin, PH (1978). "Un cálculo del orbital gaussiano flotante sobre clorhidrato de argón (Ar · HCl)". Theoretica Chimica Acta . 47 (3): 249-257. doi : 10.1007 / BF00577166 . S2CID 93104668 . 
11. Roberts, JK; Orr, WJC (1938). "Dipolos inducidos y el calor de adsorción del argón sobre cristales iónicos". Transacciones de la Sociedad Faraday . 34 : 1346. doi : 10.1039 / TF9383401346 .
12. Sapse, AM; Rayez-Meaume, MT; Rayez, JC; Massa, LJ (1979). "Clústeres de dipolos H-n inducidos por iones". Naturaleza . 278 (5702): 332. Bibcode : 1979Natur.278..332S . doi : 10.1038 / 278332a0 . S2CID 4304250 . 
13. Ege, Seyhan (2003) Química orgánica: estructura y reactividad . Universidad Houghton Mifflin. ISBN 0618318097 . págs. 30–33, 67. 
14. "Energías de celosía" . Consultado el 21 de enero de 2014 .
15. Majer, V. y Svoboda, V. (1985) Entalpías de vaporización de compuestos orgánicos , Blackwell Scientific Publications, Oxford. ISBN 0632015292 .