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Van Der Waals Van Der Waals Document Transcript

  • E STRUC TURA M OL EC UL AR Y E STRUC TURA M OL EC UL AR Y P U N T O S D E E B U L L IIC IIÓ N PUNTOS DE EBULL C ÓN Las moléculas de los hidrocarburos se atraen unas a otras gracias a la existencia de fuerzas de van der Waals, de naturaleza eléctrostática, originadas por los dipolos inducidos que existen transitoriamente sobre la nube electrónica que envuelve a una molécula. El número de estos pequeños dipolos transitorios depende de la superficie expuesta de la molécula, esto es, de su nube de electrones, que es la que le da forma. Si la superficie es mayor, entonces habrá un mayor número de dipolos transitorios que estarán generándose (y desapareciendo); así, las atracciones transitorias dipolo inducido-dipolo inducido entre una molécula y otra serán más numerosas si superficialmente son prominentes, dando oportunidad a que ambas interaccionen más fuertemente entre sí. Al permanecer en contacto todas las moléculas podrán contituir, en conjunto, alguna de las fases condensadas (líquida o sólida). Como cabe esperar, este tipo de interacciones tiene lugar predominantemente sobre las zonas de la molécula donde la densidad electrónica es homogénea (zonas en color verde o amarillo de los mapas de potencial electrostático). Para pasar a la fase vapor de un líquido, se puede proporcionar energía térmica a sus moléculas. Ello origina vibraciones, golpeteos y sacudidas en todas ellas que terminan
  • Estructura molecular y puntos de ebullición 2/5 por separarlas a pesar de la existencia de las fuerzas de van der Waals. Cuando las moléculas ante tal ingreso de energía se separan completamente unas a otras, el líquido entra en ebullición transformándose en vapor, en donde permanerán libres y aisladas (si bien en algunos casos se presenta una ascociación de dos o más moléculas). Se pueden hacer comparaciones cualitativas entre diferentes moléculas para, a partir de su forma, establecer si una u otra cuentan con mayor o menor punto de ebullición. Analicemos, en primer lugar, lo que acontece con las moleculas hidrocarbonadas. Conforme la molécula de este tipo de sustancias crece linealmente, merced a un mayor número de carbonos, observamos que su punto de ebullición aumenta, como se ve en la tabla que sigue a estas líneas. Resulta claro, a juzgar simplemente por la forma que los modelos de esferas rellenas indican que poseen estas moléculas, que conforme éstas crecen lo hace también su superficie expuesta, por lo que el número de posibilidades para poder unirse unas con otras mediante fuerzas de van der Waals se incrementa también. Esto ocasiona consecuentemente que deba de suministrársele mayor energía térmica a las cadenas moleculares más largas para vencer un mayor número de estas fuerzas atractivas para lograr separarlas, y como resultado de lo anterior el punto de ebullición aumenta.
  • Estructura molecular y puntos de ebullición 3/5 Estructura Molécula P. Eb. tridimensional Metano CH4 -160 ºC Etano CH3CH3 - 89 ºC Propano CH3CH2CH3 - 42 ºC Butano CH3 CH2 CH2CH3 0 ºC Pentano CH3 CH2 CH2 CH2CH3 36 ºC Si se comparan moléculas con igual número de carbonos, aquéllas con el mayor número de ramificaciones poseerán el menor punto de ebullición debido a que, como se puede ver otra vez en los modelos de esfera rellena que se encuentran en la siguient tabla, las ramificaciones le van confiriendo una forma esférica a la estructura. Las estructuras de forma esférica son las que poseen menor superficie expuesta en relación al mismo número de carbonos, y por ello tendrán menor oportunidad de interaccionar a través de fuerzas de van der Waals.
  • Estructura molecular y puntos de ebullición 4/5 Estructura Molécula P. Eb. tridimensional Pentano CH3 CH2 CH2 CH2CH3 36 ºC Isopentano CH4 28 ºC Neopentano CH3CH3 10 ºC Las moléculas que poseen sustituyentes voluminosos también ebullen a temperaturas mayores, y un ejemplo de ello lo constituyen los halógenos. Estos elementos, F, Cl, Br e I, poseen un número atómico cada vez mayor (9, 17, 35 y 53, respectivamente), lo que los va haciendo cada vez más voluminosos al poseer un número de electrones cada vez mayor. Si la comparación se hace manteniendo una cadena hidrocarbonada similar, podemos observar claramente que los mayores puntos de ebullición se observan en las estructuras en las que el halógeno más voluminoso es el que se halla presente. Obsérvese lo anterior en la siguiente tabla.
  • Estructura molecular y puntos de ebullición 5/5 Estructura Molécula P. Eb. tridimensional Fluorometano CH3F - 78 ºC Clorometano CH3Cl - 24 ºC Bromometano CH3Br 3 ºC Yodometano CH3I 42 ºC Y lo mismo ocurre cuando una molécula se va rodeando de un número mayor de estos átomos. Tomaremos como ejemplo lo que ocurre con los derivados clorados del metano a medida que sus hidrógenos van siendo reemplazados por átomos de cloro, como se ve en la última tabla. A las atraciones dipolo inducido-dipolo inducido se les conoce también como fuerzas de dispersión de London. Sin embargo, el que los derivados halogenados posean un mayor
  • Estructura molecular y puntos de ebullición 6/5 punto de ebullición es consecuencia de otro fenómeno de distorsión electrónica, también clasificado como fuerza de van der Waals; a ésta se le conoce como uniones dipolo-dipolo. A diferencia de las anteriormente descritas, aquí quienes interaccio Estructura Molécula P. Eb. tridimensional Clorometano CH3Cl - 24 ºC Cloruro de CH2Cl2 40 ºC metileno Cloroformo CHCl3 61 ºC Tetracloruro de CCl4 77 ºC carbono
  • Estructura molecular y puntos de ebullición 7/5 nan son dipolos que sí son permanentes, como los existentes en los enlaces C-halógeno donde los electrones están polarizados hacia este último. Como cabe esperar, esta interacción da lugar a uniones más intensas y a mayores dificultades para separar la moléculas, con puntos de ebullición más elevados. Para finalizar, debe insistirse en dos puntos: la ebullición de una sustancia está relacionada también con la energía cinética que poseen sus moléculas, y ésta a su vez con su masa. Ciertamente, las moléculas con átomos de mayor peso atómico encontrarán mayores dificultades para hervir que una con átomos constituyentes más ligeros, no obstante, esto influye de manera paralela con las fuerzas de van der Waals, porque los átomos más pesados resultan ser los más grandes. La otra parte de la historia es que las fuerzas de van der Waals son fácilmente rebasadas por otro tipo de fuerzas con mayor fortaleza: los enlaces -o puentes- de hidrógeno, por lo que si éstos se hallan presentes en la estructura, serán las que dicten la interacción que habrá que vencer para lograr que las moléculas se separen y entren en ebullición. JOHANNES DIDERIK VAN DER WAALS. Nació el 23 de noviembre de 1837 en Leyden, Holanda. En 1873 obtuvo se doctorado con una tesis en la que propuso su celebérrima ecuación de estado. El calibre de este trabajo llevó a personalidades de la talla de J. C. Maxwell, el padre de la teoría electromagnética, a anticipar que, además de que su nombre habría de ser uno de los más prominentes en la historia de la ciencia, “no cabía ninguna duda de que más de uno estaría interesado en aprender holandés”, ya que van der Waals publicó su tesis en su idioma materno. En 1910 su labor científica le harían obtener el Premio Nóbel de física. Falleció el 8 de marzo de 1923 en Ámsterdam.
  • Estructura molecular y puntos de ebullición 8/5