UNIDAD 03

Química General e Inorgánica I – 1er Cuatrimestre 2014 – Unidad 3

UNIDAD Nº 3: INTERACCIONES INTERMOLECULARES
3. 1 INTRODUCCIÓN
3.1.1 CONTENIDOS TEÓRICOS
Estados de agregación. Interacciones intermoleculares: contribución
atractiva y repulsiva. Características moleculares que determinan la naturaleza de
las interacciones: carga, momento dipolar y polarizabilidad. Gases reales:
ecuación de vander Waals. Líquidos. Soluciones. Sólidos: clasificación en base a
interacciones. Modelo para sólidos iónicos. Moléculas anfifílicas: autoensamblado
molecular.
3.1.2 RESUMEN DE LOS CONTENIDOS
3.1.2.1 Estados de agregación
Reconocemos fácilmente tres estados de agregación de la materia: sólido,
líquido y gas. La diferencia entre ellos es la densidad de cada uno. Normalmente
(veremos que el agua a 0°Ces una excepción) la densidad aumenta al pasar de
gas a sólido. Desde la mirada molecular, mayor densidad implica que hay mayor
cantidad de moléculas por unidad de volumen o, en forma equivalente, la distancia
promedio entre un par de moléculas disminuye al pasar de gas a sólido.
Describir los estados gas, líquido o sólido implica describir el comportamiento de
un número muy grande de moléculas,del orden del número de Avogadro.
El modelo más sencillo fue presentado en la Unidad 1 cuando describimos los
gases ideales. Desde lo fenomenológico, a raíz de una serie de experimentos, se
verifica para muchos gases, especialmente a bajas presiones y altas temperaturas
la ecuación de estado de los gases ideales:

PV = nRT

(1)

También vimos en la Unidad 1 que se puede llegar a esa misma ecuaciónhaciendo un modelo molecular que parte de un conjunto de hipótesis: moléculas
puntuales que no interactúan, movimiento al azar isotrópico, distribución
estadística de la velocidad y de la energía cinética. Con este modelo, se expresa
la presión de un gas considerando las colisiones contra la pared y se llega a una
relación entre la energía cinética por mol y la temperatura:

Ec = 3 / 2RT

(2)

1Química General e Inorgánica I – 1er Cuatrimestre 2014 – Unidad 3

La ecuación de estado de los gases ideales resulta experimentalmente
válida a temperaturas altas o a bajas presiones. Para qué valores de P o T un gas
ya no resulta bien descripto por el modelo de gas ideal depende de la estructura
de las moléculas que lo componen, como se ve en la figura 1 para una
temperatura cercana a laambiente.

Figura 1. Variación de PV/RT con la presión para un mol de distintos gases. Notar que para un
mol de gas ideal, PV/RT=1 para cualquier presión (línea punteada)

Otra limitación del modelo de los gases ideales es que no permite explicar
la condensación, el pasaje de gas a líquido o a sólido. Para explicar estos
fenómenos, que analizaremos en detalle más adelante, deben tenerse en cuenta
lasinteracciones intermoleculares y el tamaño de las moléculas, que son
ignorados en el modelo de los gases ideales.
El análisis de las interacciones intermoleculares nos permite describir muchos
sistemas, más allá de los gases para los cuales se pueden hacer modelos
cuantitativos sencillos. Estas interacciones son relevantes cuando queremos
contestar preguntas tales como: por qué es estable la paredcelular? Por qué se
forma un material consistente y elástico cuando enfriamos una solución de
gelatina? Por qué el detergente desprende la grasa de superficies (platos o
tejidos)? Y muchas más que seguramente irán surgiendo a lo largo de este curso.
3.1.2.2 Interacciones intermoleculares

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Química General e Inorgánica I – 1er Cuatrimestre 2014 – Unidad 3

El significado de la energía deinteracción entre dos objetos, como una
forma de energía potencial fue analizado en la Unidad 1. En muchos libros
encontrarán este tema bajo el título “fuerzas intermoleculares”. Preferimos hablar
del fenómeno de interacción entre dos moléculas y cuantificarlo con la energía
potencial de interacción. Fuerza y energía de interacción están relacionadas entre
sí.
Energía potencial de interacción
La energía...