Força intermolecular

De Viquipèdia
Dreceres ràpides: navegació, cerca

Les forces intermoleculars es produeixen quan els àtoms poden formar una unitat estable anomenada molècula mitjançant el compartiment d'electrons.

Les forces d'atracció entre molècules reben el nom d'enllaços intermoleculars i són considerablement més febles que els enllaços iònics, covalents i metàl·lics. Les principals forces intermoleculars són: enllaç per pont d'hidrogen i les forces de Van der Waals.

Interaccions iòniques[modifica | modifica el codi]

Són interaccions que ocorren a nivell de catió-anió, entre diferents molècules carregades, i que per això mateix tendiran a formar una unió electrostàtica entre els extrems de càrregues oposades a causa de l'atracció entre elles.

Un exemple clar d'això, és per exemple el que passa entre els extrems carboxil  (-COO^-) i Amino  (-NH_3^+) d'un aminoàcid, pèptid, polipèptid o proteïna amb un altre.

Forces de London o de dispersió[modifica | modifica el codi]

Les forces de London es presenten en totes les substàncies moleculars. Són el resultat de l'atracció entre els extrems positiu i negatiu de dipols induïts en molècules adjacents.

Quan els electrons d'una molècula adquireixen momentàniament una distribució no uniforme, provoquen que en una molècula veïna es formi momentàniament un dipol induït. A la figura 4 es lustra com una molècula amb una falta d'uniformitat momentània en la distribució de la seva càrrega elèctrica pot induir un dipol en una molècula veïna per un procés anomenat polarització.

Fins i tot els àtoms dels gasos nobles, les molècules de gasos diatòmics com el oxigen, el nitrogen i el clor (que han de ser no polars) i les molècules de hidrocarbur s no polars com el CH4, C2H6 tenen com dipols instantanis.

La intensitat de les forces de London depèn de la facilitat amb què es polaritzen els electrons d'una molècula, i això depèn del nombre d'electrons en la molècula i de la força amb què els subjecta l'atracció nuclear. En general, com més electrons hi hagi en una molècula més fàcilment podrà polaritzar. Així, les molècules més grans amb molts electrons són relativament polaritzats. En contrast, les molècules més petites són menys polaritzats perquè tenen menys electrons. Les forces de London varien entre aproximadament 0,05 i 40 kJ/mol.

Figura 4. Origen de les forces de London.

Quan examinem els punts d'ebullició de diversos grups de molècules no polars aviat es fa evident l'efecte del nombre d'electrons (Taula 2). Aquest efecte també es correlaciona amb la massa molar: com més pesat és un àtom o molècula més electrons té: És interessant que la forma molecular també pot tenir un paper en la formació de les forces de London.

Dos dels isòmer s del pentà-el pentà de cadena lineal i el 2,2-dimetilpropano (tots dos amb la fórmula molecular C5H12) - difereixen en el seu punt d'ebullició a 27 °C. La forma lineal de la molècula de n-pentà, per la seva linealitat, permet un contacte estret amb les molècules adjacents, mentre que la molècula de 2,2-dimetilpropano, més esfèrica no permet aquest contacte.

Taula 2. Efecte del nombre d'electrons sobre el punt d'ebullició de substàncies no polars

Gasos nobles Halògens Hidrocarburs

N º Elec PA PE °C N º Elec PM PE °C N º Elec PM PE °C

He 2 4 -269 F2 18 38 -188 CH4 10 16 -161 Ne 10 20 -246 Cl2 34 71 -34 C2H6 18 30 -88 Ar 18 40 -186 Br2 70 160 59 C3H8 26 44 -42 Kr 36 84 -152 I2 106 254 184 C4H10 34 58 0

Atraccions dipol-dipol[modifica | modifica el codi]

Article principal: Interacció dipol-dipol

Una atracció dipol-dipol és una interacció no covalent entre dues molècules polars o dos grups polars de la mateixa molècula si aquesta és gran. A la secció anterior expliquem com es formen molècules que contenen dipols permanents quan s'enllacen simètricament amb àtoms amb electronegativitat diferent. Les molècules que són dipols s'atreuen entre si quan la regió positiva d'una és a prop de la regió negativa de l'altra.

En un líquid les molècules estan molt properes entre si i s'atreuen per les seves forces intermoleculars. Les molècules han de tenir suficient energia per vèncer aquestes forces d'atracció, i fer que el líquid pugui entrar en ebullició. Si es requereix més energia per vèncer les atraccions de les molècules del líquid A que aquelles entre les molècules del líquid B, el punt d'ebullició de A és més alt que el de B. Recíprocament, menors atraccions intermoleculars donen peu a punts d'ebullició més baixos.

Ponts d'hidrogen[modifica | modifica el codi]

Article principal: Pont d'hidrogen

És un tipus especial d'interacció dipol-dipol entre l'àtom d'hidrogen que està formant un enllaç polar, tal com N-H, O-H, o F-H, i un àtom electronegatiu com O, N o F. Aquesta interacció es representa de la manera següent:

A-H • • • B A-H • • • A

A i B representen O, N o F; A-H és una molècula o part d'una molècula i B és part d'una altra. La línia de punts representa l'enllaç d'hidrogen.

L'energia mitjana d'un enllaç d'hidrogen és prou gran per ser una interacció dipol-dipol (major de 40 KJ/mol). Això fa que l'enllaç d'hidrogen sigui una de gran importància a l'hora de l'adopció de determinades estructures i en les propietats de molts compostos.

Les primeres evidències de l'existència d'aquest tipus d'interacció van venir de l'estudi dels punts d'ebullició. Normalment, els punts d'ebullició de compostos que contenen elements del mateix grup augmenten amb el pes molecular. Però, com es pot observar a la Figura 6, els compostos dels elements dels grups 15, 16 i 17 no segueixen aquesta norma. Per a cada un dels grups, els compostos de menys pes molecular (NH3, H2O, HF) tenen el punt d'ebullició més alt, en contra del que es podria esperar en principi. Això és degut al fet que hi ha algun tipus d'interacció entre les molècules en estat líquid que s'oposa al pas a l'estat de vapor. Aquesta interacció és l'enllaç d'hidrogen, i afecta els primers membres de la sèrie, ja que són els més electronegatius, i per això l'enllaç XH és el més polaritzat, el que indueix la major interacció per pont d'hidrogen.

Els ponts d'hidrogen són especialment fortes entre les molècules d'aigua i són la causa de moltes de les singulars propietats d'aquesta substància. Els compostos d'hidrogen d'elements veí a l'oxigen i dels membres de la seva família a la taula periòdica, són gasos a la temperatura ambient: CH4, NH3, H2S, H2Te, PH3, HCl. En canvi, el H2O és líquida a la temperatura ambient, el que indica un alt grau d'atracció intermolecular. A la figura 6 es pot veure que el punt d'ebullició de l'aigua és 200 °C més alt del que es podria predir si no hagués ponts d'hidrogen. Els ponts d'hidrogen juguen també un paper crucial en l'estructura de l'ADN, la molècula que emmagatzema l'herència genètica de tots els éssers vius.

Forces ió-dipol[modifica | modifica el codi]

Article principal: Interacció ió-dipol

Aquestes són interaccions que tenen lloc entre espècies amb càrrega. Les càrregues similars es repelen, mentre que les oposades s'atreuen.

És la força que hi ha entre un ió i una molècula polar neutra que té un moment dipolar permanent. Les molècules polars són dipols: tenen un extrem positiu i un extrem negatiu. Els ions positius són atrets a l'extrem negatiu d'un dipol, mentre que els ions negatius són atrets a l'extrem positiu.

La magnitud de l'energia de la interacció depèn de la càrrega sobre l'ió (Q), el moment dipolar del dipol (μ), i de la distància del centre de l'ió al punt mig del dipol (d).

Les forces ió-dipol són importants en les solucions de les substàncies iòniques en líquids.

Enllaç d'hidrogen[modifica | modifica el codi]

Article principal: Pont d'hidrogen

L' enllaç d'hidrogen passa quan un àtom d'hidrogen és enllaçat a un àtom fortament electronegatiu com el nitrogen, el oxigen o el fluor. L'àtom d'hidrogen té una càrrega positiva parcial i pot interaccionar amb altres àtoms electronegatius en una altra molècula (novament, amb N, O o F). Així mateix, es produeix un cert solapament entre l'H i l'àtom amb què s'enllaça (N, O o F) donada la petita mida d'aquestes espècies. D'altra banda, com més gran sigui la diferència de electronegativitat entre l'H i l'àtom interaccionant, més fort serà l'enllaç. Fruit d'aquests pressupostos obtenim un ordre creixent d'intensitat de l'enllaç d'hidrogen: el format amb el F serà de major intensitat que el format amb el O, i aquest al seu torn serà més intens que el format amb el N. Aquests fenòmens resulten en una interacció estabilitzant que manté les dues molècules unides. Un exemple clar de l'enllaç d'hidrogen és el aigua:

Els enllaços d'hidrogen es troben en tota la natura. Proveeixen a l'aigua de les seves propietats particulars, les quals permeten el desenvolupament de la vida a la Terra. Els enllaços d'hidrogen proveeixen també la força intermolecular que manté unides les dues fils en una molècula d'ADN ..

Atraccions dipol-dipol[modifica | modifica el codi]

Article principal: Interacció dipol-dipol

Les atraccions dipol-dipol, és a dir l'Keeson, per Willem Hendrik Keesom, que va produir la seva primera descripció matemàtica a 1921, són les forces que tenen lloc entre dues molècules amb dipols permanents. Aquestes funcionen de forma similar a les interaccions iòniques, però són més febles perquè posseeixen només càrregues parcials. Un exemple d'això pot ser vist en l'àcid clorhídric:

(+)(-) (+)(-)
H-Cl ---- H-Cl
(-)(+) (-)(+)
Cl-H ---- Cl-H

Força de Van der Waals[modifica | modifica el codi]

Article principal: Forces de Van der Waals

També conegudes com a forces de dispersió, de London o forces dipol-transitives, es presenten en totes les substàncies moleculars. Aquestes involucren l'atracció entre dipols temporalment induïts en molècules no polars. Aquesta polarització pot ser induïda tant per una molècula polar o per la repulsió de núvols electròniques amb càrregues negatives en molècules no polars. Un exemple del primer cas és el clor dissolt perquè són pures puntes (-) (+)


[dipol permanent] HOH ---- Cl-Cl [dipol transitiu]


Un exemple del segon cas es troba en la molècula de clor:


(+) (-) (+) (-)

[dipol transitiu] Cl-Cl ---- Cl-Cl [dipol transitiu]

Vegeu també[modifica | modifica el codi]