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Fuerza intermolecular

Modelo 3D de enlaces de hidrógeno entre moléculas de agua , un ejemplo de fuerza intermolecular. Una fuerza intermolecular ( FIM ; también fuerza secundaria ) es la fuerza que m...

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Modelo 3D de enlaces de hidrógeno entre moléculas de agua , un ejemplo de fuerza intermolecular.

Una fuerza intermolecular ( FIM ; también fuerza secundaria ) es la fuerza que media la interacción entre moléculas , incluyendo las fuerzas electromagnéticas 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 una molécula. Por ejemplo, el enlace covalente , que implica el intercambio de pares de electrones entre átomos, es mucho más fuerte que las fuerzas presentes entre moléculas vecinas. [ 1 ] Ambos conjuntos de fuerzas son partes esenciales de los campos de fuerza que se utilizan frecuentemente en mecánica molecular .

La primera referencia a la naturaleza de las fuerzas microscópicas se encuentra en la obra de Alexis Clairaut, Théorie de la figure de la Terre, publicada en París en 1743. [ 2 ] Otros científicos que han contribuido a la investigación de las fuerzas microscópicas incluyen: Laplace , Gauss , Maxwell , Boltzmann y Pauling .

Las fuerzas intermoleculares atractivas se clasifican en los siguientes tipos:

La información sobre las fuerzas intermoleculares se obtiene mediante mediciones macroscópicas de propiedades como la viscosidad , la presión, el volumen y la temperatura (datos PVT). La relación con los aspectos microscópicos se establece mediante coeficientes viriales y potenciales de pares intermoleculares , como el potencial de Mie , el potencial de Buckingham o el potencial de Lennard-Jones .

En el sentido más amplio, puede entenderse como aquellas interacciones entre partículas cualesquiera ( moléculas , átomos , iones e iones moleculares ) en las que no se produce la formación de enlaces químicos (es decir, iónicos, covalentes o metálicos). En otras palabras, estas interacciones son significativamente más débiles que las covalentes y no dan lugar a una reestructuración significativa de la estructura electrónica de las partículas que interactúan. (Esto es solo parcialmente cierto. Por ejemplo, todas las reacciones enzimáticas y catalíticas comienzan con una interacción intermolecular débil entre un sustrato y una enzima o una molécula con un catalizador , pero varias de estas interacciones débiles con la configuración espacial requerida del centro activo de la enzima dan lugar a una reestructuración significativa en los estados energéticos de las moléculas o sustratos, lo que finalmente conduce a la ruptura de algunos enlaces químicos covalentes y a la formación de otros. Estrictamente hablando, todas las reacciones enzimáticas comienzan con interacciones intermoleculares entre el sustrato y la enzima, por lo que la importancia de estas interacciones es especialmente grande en bioquímica y biología molecular [ 3 ] y es la base de la enzimología ).

Enlaces de hidrógeno

Un enlace de hidrógeno se refiere a la atracción entre un átomo de hidrógeno unido covalentemente a un elemento con alta electronegatividad , generalmente nitrógeno , oxígeno o flúor , y otro átomo altamente electronegativo. [ 4 ] El enlace de hidrógeno se describe a menudo como una interacción electrostática fuerte. 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 generalmente involucra un número limitado de socios de interacción, lo que puede interpretarse 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 el par solitario que participa en el enlace de hidrógeno se denomina molécula aceptora. El número de pares activos es igual al número común entre el número de hidrógenos que tiene la molécula donante y el número de pares solitarios que tiene la molécula aceptora.

Enlaces de hidrógeno en el agua

Aunque no se muestran en el diagrama, las moléculas de agua tienen cuatro enlaces activos. Los dos pares de electrones no enlazantes del átomo de oxígeno interactúan cada uno con un átomo de hidrógeno, formando dos enlaces de hidrógeno adicionales, y el segundo átomo de hidrógeno también interactúa con un oxígeno vecino. Los enlaces de hidrógeno intermoleculares son responsables del alto punto de ebullición del agua (100  °C) en comparación con los demás hidruros del grupo 16 , que tienen poca capacidad para formar enlaces de hidrógeno. Los enlaces de hidrógeno intramoleculares son parcialmente responsables de las estructuras secundaria , terciaria y cuaternaria de las proteínas y los ácidos nucleicos . También desempeñan un papel importante en la estructura de los polímeros , tanto sintéticos como naturales. [ 5 ]

Puente de sal

La atracción entre sitios catiónicos y aniónicos es una interacción no covalente o intermolecular que se suele denominar apareamiento iónico o puente salino. [ 6 ] Se debe esencialmente a fuerzas electrostáticas, aunque en medio acuoso la asociación está impulsada por la entropía y a menudo es 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 estado sólido suelen mostrar un contacto determinado únicamente por los radios de van der Waals de los iones. Tanto los iones inorgánicos como los orgánicos muestran en agua a fuerza iónica moderada un puente salino similar como asociación valores de ΔG de alrededor de 5 a 6 kJ/mol para una combinación 1:1 de anión y catión, casi independientes de la naturaleza (tamaño, polarizabilidad, etc.) de los iones. [ 7 ] Los valores de ΔG son aditivos y aproximadamente una función lineal de las cargas; la interacción de, por ejemplo, un anión fosfato con doble carga con un catión amonio con carga simple 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 y similares

Las interacciones dipolo-dipolo (o interacciones de Keesom) son interacciones electrostáticas entre moléculas que poseen dipolos permanentes. Esta interacción es más fuerte que las fuerzas de London, pero más débil que la interacción ión-ión, ya que solo intervienen cargas parciales. Estas interacciones tienden a alinear las moléculas para aumentar la atracción (reduciendo la energía potencial ). Un ejemplo de interacción dipolo-dipolo se observa en el cloruro de hidrógeno (HCl): el extremo positivo de una molécula polar atrae el extremo negativo de la otra molécula e influye en su posición. Las moléculas polares presentan una atracción neta entre sí. Ejemplos de moléculas polares son el cloruro de hidrógeno (HCl) y el cloroformo (CHCl₃ ) .

Hδ+−Clδ−⋯Hδ+−Clδ−{\displaystyle {\overset {\color {Rojo}\delta +}{{\ce {H}}}}-{\overset {\color {Rojo}\delta -}{{\ce {Cl}}}}\cdots {\overset {\color {Rojo}\delta +}{{\ce {H}}}}-{\overset {\color {Rojo}\delta -}{{\ce {Cl}}}}}

A menudo, las moléculas contienen grupos dipolares de átomos, pero carecen de un momento dipolar global . Esto ocurre si existe simetría dentro de la molécula, lo que provoca que los dipolos se cancelen entre sí. Este fenómeno se da en moléculas como el tetraclorometano y el dióxido de carbono . La interacción dipolo-dipolo entre dos átomos individuales suele ser nula, ya que los átomos rara vez poseen un dipolo permanente.

La interacción de Keesom es una fuerza de van der Waals. Se analiza con más detalle en la sección "Fuerzas de van der Waals".

Fuerzas ión-dipolo e ión-dipolo inducido

Las fuerzas ión-dipolo e ión-dipolo inducido son similares a las interacciones dipolo-dipolo y dipolo-dipolo inducido, pero involucran iones, en lugar de solo moléculas polares y no polares. Las fuerzas ión-dipolo e ión-dipolo inducido son más fuertes que las interacciones dipolo-dipolo porque la carga de cualquier ión es mucho mayor que la carga de un momento dipolar. El enlace ión-dipolo es más fuerte que el enlace de hidrógeno. [ 8 ]

La fuerza ión-dipolo consiste en la interacción entre un ión y una molécula polar. Estos se alinean de manera que los grupos positivos y negativos queden adyacentes, permitiendo la máxima atracción. Un ejemplo importante de esta interacción es la hidratación de iones en agua, que da lugar a la entalpía de hidratación . Las moléculas polares de agua rodean a los iones y la energía liberada durante este proceso se conoce como entalpía de hidratación. Esta interacción es fundamental para explicar la estabilidad de diversos iones (como el Cu²⁺ ) en agua.

Una fuerza dipolo inducida por ion consiste en la interacción entre un ion y una molécula no polar. Al igual que en una fuerza dipolo-dipolo inducido, la carga del ion provoca una distorsión de la nube electrónica en la molécula no polar. [ 9 ]

Fuerzas de Van der Waals

Las fuerzas de van der Waals surgen de la interacción entre átomos o moléculas sin carga, dando lugar no solo a fenómenos como la cohesión de fases condensadas y la absorción física de gases, sino también a una fuerza de atracción universal entre cuerpos macroscópicos. [ 10 ]

Fuerza de Keesom (dipolo permanente – dipolo permanente)

La primera contribución a las fuerzas de van der Waals se debe a las interacciones electrostáticas entre dipolos permanentes rotatorios, cuadrupolos (todas las moléculas con simetría inferior a la cúbica) y multipolos. Se denomina interacción de Keesom , en honor a Willem Hendrik Keesom . [ 11 ] Estas fuerzas se originan por la atracción entre dipolos permanentes (moléculas dipolares) y dependen de la temperatura. [ 10 ]

Consisten en interacciones atractivas entre dipolos que se promedian en conjunto sobre diferentes orientaciones rotacionales de los dipolos. Se supone que las moléculas giran constantemente y nunca se bloquean en una posición fija. Esta es una buena suposición, pero en algún momento las moléculas sí se bloquean. 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 angularmente viene dada por la siguiente ecuación:

−d12d2224π2ε02εr2kBTr6=V,{\displaystyle {\frac {-d_{1}^{2}d_{2}^{2}}{24\pi ^{2}\varepsilon _{0}^{2}\varepsilon _{r}^{2}k_{\text{B}}Tr^{6}}}=V,}

donde d = diámetro (átomos),ε0{\displaystyle \varepsilon _{0}}= permitividad del espacio libre,εr{\displaystyle \varepsilon _{r}}= constante dieléctrica del material circundante, T = temperatura,kB{\displaystyle k_{\text{B}}}= constante de Boltzmann, y r = radio del/de los átomo(s).

Fuerza de Debye (dipolos permanentes – dipolos inducidos)

La segunda contribución es la inducción (también denominada polarización) o fuerza de Debye, que surge de las interacciones entre dipolos permanentes rotatorios y de la polarizabilidad de átomos y moléculas (dipolos inducidos). Estos dipolos inducidos se producen cuando una molécula con un dipolo permanente repele los electrones de otra molécula. Una molécula con un dipolo permanente puede inducir un dipolo en una molécula vecina similar y provocar una atracción mutua. Las fuerzas de Debye no pueden producirse entre átomos. Las fuerzas entre dipolos inducidos y permanentes no dependen tanto de la temperatura como las interacciones de Keesom, ya que el dipolo inducido puede desplazarse y rotar libremente alrededor de la molécula polar. Los efectos de inducción de Debye y los efectos de orientación de Keesom se denominan interacciones polares. [ 10 ]

Las fuerzas de dipolo inducido aparecen a partir de la inducción (también denominada polarización ), que es la interacción atractiva entre un multipolo permanente en una molécula con un inducido (por el di/multipolo anterior) 31 en otra. [ 12 ] [ 13 ] [ 14 ] Esta interacción se llama fuerza de Debye , nombrada en honor a Peter JW Debye .

Un ejemplo de interacción de inducción entre un dipolo permanente y un dipolo inducido es la interacción entre HCl y Ar. En este sistema, el Ar experimenta un dipolo a medida que sus electrones son atraídos (hacia el lado H del HCl) o repelidos (desde el lado Cl) por el HCl. [ 12 ] [ 13 ] La interacción promediada angularmente viene dada por la siguiente ecuación:

−d12α216π2ε02εr2r6=V,{\displaystyle {\frac {-d_{1}^{2}\alpha _{2}}{16\pi ^{2}\varepsilon _{0}^{2}\varepsilon _{r}^{2}r^{6}}}=V,}

dóndeα2{\displaystyle \alpha _{2}}= polarizabilidad.

Este tipo de interacción puede esperarse entre cualquier molécula polar y una molécula no polar/simétrica. La fuerza de interacción inductiva 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-dipolo inducido fluctuante)

La tercera y principal contribución es la fuerza de dispersión o de London (dipolo fluctuante-dipolo inducido), que surge debido a los momentos dipolares instantáneos no nulos de todos los átomos y moléculas. Dicha polarización puede ser inducida por una molécula polar o por la repulsión de nubes electrónicas con carga negativa en moléculas no polares. Por lo tanto, las interacciones de London son causadas por fluctuaciones aleatorias de la densidad electrónica en una nube electrónica. Un átomo con un gran número de electrones tendrá una fuerza de London asociada mayor que un átomo con menos electrones. La fuerza de dispersión (de London) 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 London es universal y también está presente en las interacciones átomo-átomo. Por diversas 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 considerablemente de mayor alcance. [ 10 ]

Fuerza relativa de las fuerzas

Esta comparación es aproximada. Las fuerzas relativas reales variarán dependiendo de las moléculas involucradas. Por ejemplo, la presencia de agua crea interacciones competitivas que debilitan enormemente la fuerza tanto de los enlaces iónicos como de los enlaces de hidrógeno. [ 20 ] Podemos considerar que para sistemas estáticos, el enlace iónico y el enlace covalente siempre serán más fuertes que las fuerzas intermoleculares en cualquier sustancia dada. Pero no es así para grandes sistemas móviles como las moléculas de enzima que interactúan con moléculas de sustrato . [ 21 ] Aquí, los numerosos enlaces intramoleculares (en la mayoría de los casos, enlaces de hidrógeno ) forman un estado intermedio activo donde los enlaces intermoleculares hacen que algunos de los enlaces covalentes se rompan, mientras que otros se forman, de esta manera posibilitando las miles de reacciones enzimáticas , tan importantes para los organismos vivos .

Efecto sobre el comportamiento de los gases

Las fuerzas intermoleculares son repulsivas a distancias cortas y atractivas a distancias largas (véase el potencial de Lennard-Jones ). [ 1 ] [ 22 ] En un gas, la fuerza repulsiva tiene principalmente el efecto de impedir que dos moléculas ocupen el mismo volumen. Esto hace que un gas real tienda a ocupar un volumen mayor que un gas ideal a la misma temperatura y presión. La fuerza atractiva acerca las moléculas y hace que un gas real tienda a ocupar un volumen menor que un gas ideal. Qué interacción es más importante depende de la temperatura y la presión (véase el factor de compresibilidad ).

En un gas, las distancias entre las moléculas suelen ser grandes, por lo que las fuerzas intermoleculares tienen un efecto mínimo. La fuerza de atracción no se ve contrarrestada por la fuerza de repulsión, sino por la energía térmica de las moléculas. La temperatura es una medida de la energía térmica, por lo que un aumento de la temperatura reduce la influencia de la fuerza de atracción. En cambio, la influencia de la fuerza de repulsión prácticamente no se ve afectada por la temperatura.

Cuando un gas se comprime para aumentar su densidad, la influencia de la fuerza de atracción se incrementa. Si el gas alcanza una densidad suficiente, las fuerzas de atracción pueden llegar a ser lo suficientemente fuertes como para contrarrestar la tendencia del movimiento térmico a dispersar las moléculas. Entonces, el gas puede condensarse y formar un sólido o un líquido, es decir, una fase condensada. Las temperaturas más bajas favorecen la formación de una fase condensada. En una fase condensada, existe un equilibrio casi perfecto entre las fuerzas de atracción y repulsión.

Teorías de la mecánica cuántica

Las fuerzas intermoleculares observadas entre átomos y moléculas pueden describirse fenomenológicamente como la interacción entre dipolos permanentes e instantáneos, como se indicó anteriormente. Alternativamente, se puede buscar una teoría fundamental y unificadora que explique los diversos tipos de interacciones, como el enlace de hidrógeno , [ 23 ] la fuerza de van der Waals [ 24 ] y las interacciones dipolo-dipolo. Normalmente, esto se logra aplicando las ideas de la mecánica cuántica a las moléculas, y la teoría de perturbación de Rayleigh-Schrödinger ha sido especialmente efectiva en este sentido. Al aplicarse a los métodos existentes de química cuántica , esta explicación cuántico-mecánica de las interacciones intermoleculares proporciona una serie de métodos aproximados que pueden utilizarse para analizar dichas interacciones. [ 25 ] Uno de los métodos más útiles para visualizar este tipo de interacciones intermoleculares, que podemos encontrar en química cuántica, es el índice de interacción no covalente , que se basa en la densidad electrónica del sistema. Las fuerzas de dispersión de London desempeñan un papel importante en este índice.

En cuanto a la topología de la densidad electrónica, recientemente han surgido métodos basados ​​en métodos de gradiente de densidad electrónica, en particular con el desarrollo del IBSI (Índice de Fuerza de Enlace Intrínseca), [ 26 ] que se basa en la metodología IGM (Modelo de Gradiente Independiente). [ 27 ] [ 28 ] [ 29 ]

Véase también

Referencias

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  16. ↑ Calculado en base a la energía necesaria para liberar 1 mol de átomos, es decir, la entalpía reticular menos las energías de ionización y las afinidades electrónicas. Por ejemplo, 1/5 Al₂O₃ (s) → 2/5 Al ( g ) + 3/5 O)610 kJ/mol
  17. ↑ Calculado en base a la energía necesaria para liberar 1 mol de átomos. Por ejemplo, el enlace Kr-F en KrF₂ es de 50 kJ/mol, y se liberan 3 átomos al romper los 2 enlaces Kr-F.
  18. ↑ La entalpía de atomización de los metales. Por ejemplo, W(s) → W(g) 850 kJ/mol
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