Fuerzas Intermoleculares y Propiedades de la Materia

Fuerzas Intermoleculares

Las fuerzas intermoleculares determinan cómo interactúan las moléculas entre sí, influyendo en las propiedades físicas de las sustancias.

• Puentes de hidrógeno: Se dan entre moléculas polares que contienen hidrógeno (H) unido a átomos muy electronegativos como nitrógeno (N), oxígeno (O) o flúor (F).
• Fuerzas de Van der Waals: Son fuerzas intermoleculares débiles que incluyen diferentes tipos de interacciones atractivas o repulsivas entre moléculas o átomos.
• Fuerzas de London: Se producen entre moléculas apolares debido a dipolos instantáneos inducidos por el movimiento de los electrones (e^–).

Propiedades Periódicas

Las propiedades periódicas de los elementos varían de manera predecible en la tabla periódica.

• Radio Atómico: Es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos del mismo elemento cuando están enlazados.
  • En un período, disminuye al aumentar el número atómico, ya que la carga nuclear efectiva crece y los electrones son atraídos con más fuerza.
  • En un grupo, aumenta al descender, porque se añaden nuevas capas electrónicas, aumentando el tamaño del átomo.
• Radio Iónico:
  • Cationes (iones positivos): Son más pequeños que los átomos neutros, porque pierden electrones y la carga nuclear efectiva es mayor, atrayendo con más fuerza los electrones restantes.
  • Aniones (iones negativos): Son más grandes que los átomos neutros, ya que al ganar electrones la repulsión entre ellos aumenta y se expanden las capas electrónicas.
• Energía de Ionización (EI): Es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en estado gaseoso.
  • En un período, aumenta con el número atómico, ya que los electrones están más fuertemente atraídos por el núcleo.
  • En un grupo, disminuye con el aumento del número atómico, porque los electrones están más alejados del núcleo y son más fáciles de remover.
• Afinidad Electrónica (AE): Es la energía liberada cuando un átomo en estado gaseoso capta un electrón y se convierte en un ion negativo. Su tendencia no es tan regular como otras propiedades, pero, en general, los elementos con configuraciones electrónicas más estables (como los gases nobles) tienen valores atípicos.
• Electronegatividad (EN): Es la capacidad de un átomo para atraer electrones cuando forma un enlace químico.
  • En un período, aumenta con el número atómico, ya que la carga nuclear efectiva es mayor y atrae con más fuerza a los electrones.
  • En un grupo, disminuye al aumentar el radio atómico, porque la atracción del núcleo sobre los electrones de enlace es más débil.
• Apantallamiento: Es el efecto que provocan los electrones internos al repeler a los electrones externos, reduciendo la atracción del núcleo sobre estos últimos.
• Carga Nuclear Efectiva: Es la carga positiva neta que «siente» un electrón en un átomo polielectrónico.

Propiedades Físicas y Tipos de Enlace

Las propiedades físicas de las sustancias dependen del tipo de enlace y de las fuerzas intermoleculares presentes.

• Fusión y Vaporización:
  1. Al fundir o vaporizar sustancias con fuerzas intermoleculares fuertes, se rompen estas fuerzas, *no* los enlaces covalentes.
  2. En sólidos covalentes cristalinos (como el diamante o el grafito), no hay fuerzas intermoleculares, por lo que no se funden ni vaporizan fácilmente.
  3. En sólidos iónicos, la fusión o vaporización implica romper los enlaces entre aniones y cationes.
  4. En sólidos metálicos, para fundir es necesario vencer la atracción entre los cationes metálicos y los electrones libres.
• Reacciones Químicas: En una reacción química, los enlaces covalentes *sí* se rompen, dando lugar a nuevas sustancias.

Hibridación

La hibridación es la combinación de orbitales atómicos para formar orbitales híbridos, lo que explica la geometría molecular.

• Tipos de solapamiento entre orbitales:
  1. Solapamiento frontal: Los orbitales se enfrentan directamente, formando enlaces simples (sigma, σ).
  2. Solapamiento lateral: Los orbitales se superponen de manera paralela, formando enlaces múltiples (pi, π).
• Tipos de hibridación más comunes:
  • sp: Forma enlaces lineales.
  • sp²: Forma enlaces con geometría trigonal plana.
  • sp³: Forma enlaces con geometría tetraédrica.

Polaridad de Enlace y Propiedades de los Compuestos

Polaridad de Enlace

1. Enlace apolar: Se da cuando los átomos tienen la misma electronegatividad, por lo que los electrones se distribuyen de manera uniforme.
2. Enlace polar: Se produce cuando los átomos tienen electronegatividades diferentes. El electrón compartido se desplaza hacia el átomo más electronegativo, generando una distribución asimétrica de carga.
3. Momento dipolar: Es una magnitud que mide la polaridad de una molécula. Si la molécula, en su conjunto, tiene un momento dipolar distinto de cero, se considera polar.

Propiedades según el Tipo de Enlace

• Compuestos Iónicos:
  • Puntos de fusión (p.f.) y ebullición (p.e.) elevados (para cambiar de estado hay que romper las fuerzas de atracción electrostática entre iones).
  • Se disuelven en disolventes polares.
  • Elevada dureza (difíciles de rayar por la fortaleza de las interacciones iónicas), pero frágiles (se rompen al aplicar fuerzas, ya que se enfrentan iones del mismo signo).
  • Conducen la corriente eléctrica fundidos o en disolución, debido al movimiento de los iones.
• Compuestos Covalentes Reticulares:
  • Puntos de fusión y ebullición muy elevados (para cambiar de estado hay que romper enlaces covalentes, que son más fuertes que las interacciones iónicas o metálicas).
  • Insolubles en cualquier tipo de disolvente.
  • Elevada dureza (mayor que en las sustancias iónicas y metálicas; el diamante es la sustancia de mayor dureza).
  • Frágiles (se rompen al aplicar fuerzas porque se aproximan los átomos a distancias menores que la de enlace y los núcleos se repelen).
  • Malos conductores de la corriente eléctrica (salvo el grafito).
• Compuestos Covalentes Moleculares:
  • Puntos de fusión y ebullición bajos (para cambiar de estado hay que romper las fuerzas intermoleculares; los puentes de hidrógeno son los más fuertes, seguidos de las fuerzas de Van der Waals, y las más débiles son las fuerzas de London).
  • Las moléculas polares se disuelven en disolventes polares, y las no polares en disolventes no polares.
  • Blandos en estado sólido.
  • Malos conductores de la corriente eléctrica.
• Metales:
  • Puntos de fusión y ebullición generalmente elevados (para cambiar de estado hay que romper enlaces metálicos; los enlaces metálicos son más débiles que los covalentes, pero pueden ser más fuertes o más débiles que los iónicos).
  • Insolubles en cualquier tipo de disolvente.
  • Elevada dureza (menor que en los sólidos covalentes, pero puede ser mayor o menor que en los sólidos iónicos).
  • Dúctiles (pueden estirarse formando hilos) y maleables (pueden formar láminas delgadas); al ser sometidos a esfuerzos, se deforman pero no se rompen (los electrones libres evitan las repulsiones).
  • Conducen bien la corriente eléctrica debido a los electrones libres.

Factores que Afectan la Velocidad de Reacción

• Concentración de los reactivos: Según la teoría de colisiones, la velocidad de reacción depende de la concentración de los reactivos.
• Naturaleza de los reactivos: Algunas sustancias químicas reaccionan más rápido que otras debido a sus propiedades químicas intrínsecas.
• Estado de agregación: El estado gaseoso favorece una mayor movilidad de las moléculas, aumentando la probabilidad de choques y, por lo tanto, la velocidad de reacción. Las sustancias gaseosas reaccionan más rápido que las sustancias en disolución, y estas, a su vez, más rápido que las sólidas.
• Presión del sistema (en gases): A mayor presión, menor volumen; las moléculas se aproximan más entre sí y aumenta la frecuencia de choques, incrementando la velocidad de reacción.
• Grado de división de los sólidos: A mayor superficie de contacto, mayor probabilidad de choque entre las moléculas de reactivo y, por ende, mayor velocidad de reacción.
• Presencia de catalizadores:
  1. Disminuyen la energía de activación (E_a).
  2. No cambian la entalpía (ΔH) de la reacción.
  3. Actúan tanto en la reacción directa como en la inversa.
  4. No alteran el rendimiento de la reacción; solo permiten obtener los productos más rápidamente.
  5. No se consumen en la reacción; se recuperan al final.