PROPIEDADES FISICAS DE LOS COMPUESTOS ORGANICOS

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PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS COMPUESTOS ORGANICOS
Fuerzas intermoleculares
Hasta el momento nuestra atención se ha centrado en descubrir y describir las formas en
que los átomos se unen para formar las moléculas. Dado que todas las muestras de
compuestos y mezclas observables contienen un gran numero de moléculas , debemos
interiorizarnos acerca de las interacciones que se pueden dar entre moléculas de un mismo
o diferente compuesto. De hecho, muchas de las propiedades físicas características de los
compuestos, que se utilizan para identificarlos ( puntos de ebullición, puntos de fusión y
solubilidad), son debidas a interacciones intermoleculares.
Puntos de ebullición y de fusión 
En un sistema dado, se puede considerar a la temperatura como una medida de la energia
cinética de todos los atomos y moléculas. A medida que la temperatura se incrementa, hay
un incremento correspondiente en la intensidad de los movimientos translacionales y
rotacionales de todas las moléculas, asi como de las vibraciones de atomos y grupos de
atomos dentro de las moléculas. La experiencia nos indica que muchos compuestos existen
normalmente como líquidos y sólidos; y que gases de muy baja densidad, tales como el
hidrógeno y el helio, pueden ser licuados a temperatura lo suficientemente baja y alta
presión. 
Claramente, como conclusión a partir estos hechos se puede decir que las fuerzas atractivas 
intermoleculares varían considerablemente, y que el punto de ebullición de un compuesto 
es una medida de la intensidad de estas fuerzas.
Entonces, a fin de romper la atracciones intermoleculares que mantienen las moléculas de 
un compuesto en el estado liquido condensado es necesario aumentar la energia cinética de 
las mismas, lo cual se logra incrementando la temperatura, hasta que esta alcanza el valor 
del punto de ebullición del compuesto. 
Fuerzas de Dispersión de London 
Todos los átomos y moléculas tienen una debil atracción entre sí, las que se conocen como
atracciones de van der Waals. Estas fuerzas atractivas tienen su origen en la atracción
electrostática de los electrones de una molécula o atomo por el núcleo de otra. Si no
existieran las fuerzas de van der Waals toda la materia existiría en un estado gaseoso y la
vida no sería posible.. Debe ser notado que existen tambien fuerzas repulsivas entre
moléculas, las cuales se incrementan rapidamente a distancias intermoleculares muy
pequeñas.
Los electrones en los orbitales de una molécula tienen libertad para moverse. Si pudiéramos
comparar imágenes de la molécula en diferentes instantes veríamos que hay una ligera
diferencia en las distribuciones de la carga ocasionadas por la posiciones diferentes de los
electrones en los orbitales. 
La polarizabilidad de una molécula es una medida de en qué grado los electrones pueden
moverse alrededor de los orbitales. En general la polarizabilidad aumenta con el tamaño de
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los átomos, dado que los electrones están más alejados del núcleo y por lo tanto están
menos fuertemente unidos y pueden moverse con mayor facilidad. 
Cuando dos moléculas se acercan, las variaciones en la carga pueden crear situaciones
donde un extremo de la molécula puede ser ligeramente negativo y el otro extremo
ligeramente positivo. Esto resulta en la ligera atracción de las dos moléculas ( Fuerzas de
dispersión de London).
Estas fuerzas de dispersión de London son débiles, las más debiles de todas las fuerzas
intermoleculares. Su fuerza se incrementa con el aumento del tamaño y polarizabilidad de
la molécula.
El CCl4 no tiene momento dipolar permanente, sin embargo, cuando se provoca un
desplazamiento transitorio de la densidad electrónica, por ejemplo por el acercamiento de
las nubes electrónicas de dos moléculas, se induce un momento dipolar pequeño y temporal
que provoca una atracción intermolecular. Estos dipolos temporales solo duran una fracción
de segundo y cambian continuamente de orientación. Sin embargo, se correlacionan de
forma que su fuerza neta es de atracción. Esta fuerza de atracción depende del contacto
superficial entre las moléculas y por tanto es proporcional al área molecular
 Interacciones Dipolo-Dipolo
.La mayor parte de las moléculas tienen momentos dipolares permanentes como resultado 
de sus enlaces polares. Cada momento dipolar molecular tiene un extremo positivo y otro 
negativo. La ordenación intermolecular más estable es la que sitúa a las moléculas de 
manera que el extremo positivo de una molécula esté cerca del extremo negativo de otra. 
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En el estado líquido el resultado de la orientación positivo-negativo es una fuerza de
atracción neta que mantiene unidas a las moléculas. Para pasar del estado líquido al gaseoso
debe superarse esta fuerza de atracción intermolecular, lo que explica el que los compuestos
muy polares tengan mayores calores de evaporación y mayores puntos de ebullición que los
compuestos menos polares.
Las interacciones dipolo-dipolo son mas fuertes que las fuerzas de van der Waals pero más
débiles que los enlaces iónicos o covalentes.
Enlaces de hidrógeno ( o puente de hidrógeno). 
Esta interacción, es mucho menos fuerte que la de un enlace covalente, pero es la 
más fuerte de todas las fuerzas intermoleculares, excepto el enlace ionico.
 Para que se forme un enlace de hidrógeno, las siguientes dos condiciones 
deben estar presentes:
(1) un centro de carga positiva debe existir sobre el átomo de hidrógeno.
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Representación de un enlace
de hidrógeno
 (2) un centro de carga negativa debe ubicarse sobre un átomo que tiene por lo menos un
par de electrones libres ( oxígeno o nitrógeno).
Si estos dos criterios están presentes, el centro de carga positiva del hidrógeno sobre una
molécula y el centro de carga negativa sobre la otra, estos se atraen estabilizándose atraves
de una enlace intermolecular conocido como enlace de hidrógeno. Estos enlaces son
relativamente fuertes debido a que involucran la atracción electrostática entre centros de
carga permanentes, que no fluctúan.
Si comparamos los puntos de ebullición del metano (CH4) -161 °C, amoníaco (NH3) -33 °C,
agua (H2O) 100 °C y fluoruro de hidrógeno (HF) 19 °C, vemos una mayor variación del
P.E. para estas moléculas ( que tienen tamaño similar) que la esperada, a partir de los datos
presentados arriba para compuestos polares. 
Estas excepcionalmente fuertes interacciones dipolo-dipolo que producen este
comportamiento son llamadas enlaces de hidrógeno. El hidrógeno forma enlaces
covalentes polares con los elementos más electronegativos tales como oxígeno, y debido a
que un atomo de hidrógeno es bastante pequeño, el extremo positivo del enlace polar ( el
hidrógeno) puede acercarse a sitios nucleofílicos o básicos cercanos en mayor grado que a
otras uniones polares.
No obstante estas fuerzas son débiles ( aproximadamente 4 a 5 kcal/mol) en relación a los 
enlaces covalentes. Las propiedades únicas del agua se deben en gran parte a los fuertes 
enlaces de hidrógeno que se dan entre estas moléculas. En la figura siguiente se pueden 
observar los puentes de hidrógeno.
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La molécula que provee el hidrógeno polar para el enlace de hidrógeno se llama dador. La
molécula que provee el sitio rico en electrones al cual el hidrógeno es atraido se llama un
aceptor. El agua y los alcoholes pueden actuar tanto como donantes o aceptores, mientras
que los éteres, aldehidos, cetonas y ésteres pueden funcionar solamente como aceptores.
Similarmente las aminas primarias y secundarias son tanto donantes como aceptores, pero
las aminas terciarias solo funcionan como aceptores. 
Una vez que usted sea capaz de reconocer compuestos que puedan formar enlaces de
hidrógeno intermoleculares, podrá comprender los relativamente altos puntos de ebullición
que estas presentan. 
Las fuerzas intermoleculares aumentan en intensidad en el orden siguiente::Dispersión de London < dipolo-dipolo < enlaces de hidrógeno< ion-ion
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Punto de ebullición
Los alcanos, constituidos por moléculas apolares, tienen puntos de ebullición relativamente
bajos porque las atracciones intermoleculares se deben a la interacción entre dipolos
inducidos (fuerzas de dispersión de London), y este tipo de interacciones son de carácter
débil. Las fuerzas de dispersión de London son proporcionales a la superficie de
contacto ente las moléculas lo que explica que las alcanos formados por moléculas
lineales (mayor superficie de contacto) tengan mayores puntos de ebullición que sus
isómeros formados por moléculas ramificadas (menor superficie de contacto).
 P.E.
Aumento del 
tamaño:
CH4 (16) 
–161°C
(CH3)4C (72) 
9.5°C
(CH3)4Si (88) 
27°C
CCl4 (154)
 77 °C
Forma de la molécula 
 Esferica:
 
(CH3)4C (72)
9.5°C
(CH3)2CCl2 (113)
69°C
 
(CH3)3CC(CH3)3
(114) 106°C
Lineal: CH3(CH2)3CH3
(72) 36°C
 
Cl(CH2)3Cl (113)
121°C
 
CH3(CH2)6CH3
(114) 126°C
Polaridad de la molécula
No polar: H2C=CH2 (28) 
-104
CH3CH=CH2 (42) -
48
 (CH3)3CH (58) 
 -10
Polar:
H2C=O (30)
 -21°C
CH3CH=O (44) 
 20°C
 
 (CH3)3N (59) 
 3.5°C
(CH3)2C=O (58)
56°C
HCN (27) 
26°C
CH3CN (41)
82°C
CH3NO2 (61) 
 101°C
Compare los puntos de ebullición de los compuestos indicados anteriormente,
teniendo en cuenta los factores indicados: tamaño, forma, polaridad.
Los puntos de ebullición de los alcoholes son considerablemente más altos que los éteres de
de tamaño similar. Las aminas isómeras ( 1°, 2° y 3°) muestran como disminuyen los 
puntos de ebullición en relación al número de enlaces hidrógeno que pueden formar.
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Además los enlaces de hidrógeno O-H---O son claramente más fuertes que los N-H---N 
como resulta de comparar los puntos de ebullición del propanol con las aminas.
El ácido acético es un caso interesante. Especies diméricas se mantienen unidas por dos 
enlaces de hidrógeno, y son estas los componentes principales en estado líquido. 
A pesar que el enlace de hidrógeno es relativamente débil (. 4 to 5 kcal por mol),cuando 
existen varios de estos enlaces la estructura resultante puede ser bastante robusta. Los 
enlaces de hidrógeno entre fibras de celulosa confieren gran fuerza a la madera y a otros 
materiales relacionados.. 
El puente de hidrógeno tiene un efecto importante sobre las propiedades físicas de los
compuestos orgánicos. Por ejemplo, el etanol y del dimetil éter son dos compuestos
isoméricos de fórmula molecular C2H6O, cuyo tamaño y peso molecular son similares. Sin
embargo, el etanol hierve a 78ºC mientras que el punto de ebullición del dimetiléter es de -
25ºC. Esta diferencia de temperatura de 103° entre sus puntos de ebullición se explica por
la formación de puentes de hidrógeno entre las moléculas de etanol. El dimetil éter no tiene
hidrógeno unido a oxígeno y por tanto no puede formar puentes de hidrógeno
intermoleculares. La consecuencia es que se necesita muy poca energía para romper las
débiles interacciones moleculares que mantienen unidas a las moléculas de dimetil éter.
En la siguiente figura se representan esquemáticamente las interacciones por puente de
hidrógeno entre las moléculas de etanol y las interacciones dipolo-dipolo, mucho más
débiles, entre las moléculas de dimetil éter.
Compuesto Formula
Peso
molec.
Punto de
ebullición
Punto de fusión
dimetileter CH3OCH3 46 -24 °C -138 °C
etanol CH3CH2OH 46 78 °C -130 °C
propanol CH3(CH2)2OH 60 98 °C -127 °C
dietileter (CH3CH2)2O 74 34 °C -116 °C
propilamina CH3(CH2)2NH2 59 48 °C -83 °C
metilaminoetano CH3CH2NHCH3 59 37 °C 
trimetilamina (CH3)3N 59 3 °C -117 °C
etilenglicol HOCH2CH2OH 62 197 °C -13 °C
acido acetico CH3CO2H 60 118 °C 17 °C
etilendiamina H2NCH2CH2NH2 60 118 °C 8.5 °C
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Punto de fusión de los compuestos orgánicos
Los compuestos orgánicos no tienen una temperatura específica a la cual funden, como
ocurre con los compuestos inorgánicos, sino que lo hacen en un rango de T. El limite
inferior de este rango es cuando el compuesto orgánico comienza a fundir, y el limite
superior cuando la fusión es completa. La determinación del punto de fusión es importante
por dos razones:a.-Es útil para la identificación de una sustancia orgánica.b.- El rango de T°
de fusión es un buen indicador de la pureza de la sustancia orgánica. 
Los factores más importantes a considerar a fin de comparar puntos de fusión de moléculas
relacionadas son: 
Forma: simetría de la molécula y capacidad para empaquetarse dentro de la red cristalina 
 y 
las interacciones intermoleculares.
En el siguiente caso, compare las variaciones en los puntos de fusión y ebullición de los
alcanos, y determine qué factores son los que determinan estas diferencias.
Compare los puntos de fusión del octano y del tetrametilbutano. Cómo justifica la notable
diferencia entre los puntos de fusión respectivos?.
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Compuesto Formula P.E. P.F.
pentano CH3(CH2)3CH3 36 °C -130 °C
hexano CH3(CH2)4CH3 69 °C -95 °C
heptano CH3(CH2)5CH3 98 °C -91 °C
octano CH3(CH2)6CH3 126 °C -57 °C
nonano CH3(CH2)7CH3 151 °C -54 °C
decano CH3(CH2)8CH3 174 °C -30 °C
tetrametilbutano (CH3)3C-C(CH3)3 106 °C +100 °C
Dibuje los isómeros del pentano ( C5H12) y busque los datos relativos a PF y PE de los
isómeros. Analice cómo influye la forma de las moléculas sobre estas propiedades físicas.
Solubilidad
Además de afectar a los puntos de ebullición y de fusión, las fuerzas intermoleculares
determinan la solubilidad de los compuestos orgánicos. La regla general es que lo
semejante disuelve a lo semejante: las sustancias polares se disuelven en disolventes
polares y las no polares en disolventes no polares. Hay cuatro casos distintos a la hora de
considerar los efectos de la polaridad sobre la solubilidad.
a) Un soluto polar con un disolvente polar. Por ejemplo la disolución del cloruro sódico
(NaCl, compuesto iónico, soluto muy polar) en agua (H2O, disolvente polar). Para
conseguir la disolución de un cristal es necesario romper la atracción electrostática que lo
iones de signo opuesto se ejercen mutuamente en una red cristalina. Para separar a los iones
se necesita una gran cantidad de energía pero el agua, un disolvente muy polar, es capaz de
disolver a muchos sólidos iónicos mediante un proceso de solvatación. En la disolución del
NaCl, los cationes sodio (Na+) quedan rodeados por una esfera de moléculas de agua que
dirigen su extremo negativo (el átomo de oxígeno) hacia los cationes: Al mismo tiempo, los
aniones cloruro (Cl-) se rodean de una esfera de moléculas de agua que dirigen su extremo
positivo (los átomos de hidrógeno) hacia los iones negativos. La energía liberada en el
proceso de solvatación, junto con el aumento de la entropía, compensa la energía necesaria
para romper la red cristalina y el resultado neto es la disolución de los cristales de NaCl.
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Otro ejemplo de interacción entre un soluto polar y un disolvente polar es el de la
disolución del HCl en agua. En este caso se produce la ordenación de las moléculas de
soluto y disolvente de manera que las moléculas de agua rodean al cloruro de hidrógeno
acercando los oxígenos a la parte positiva (H) del dipolo que forma la molécula de HCl y
acercando los hidrógenos hacia la parte negativa (Cl) del dipolo que forma la molécula de
HCl. En la siguiente figura se ha representado esta interacción para el caso general de una
molécula polar simbolizada como Y-Z.
b) Un soluto polar con un disolvente no polar. Por ejemplo la adición de cloruro sódico
(NaCl, soluto polar) a hexano (disolvente no polar). En este caso no se produce la
disolución del soluto porque las moléculas no polares del hidrocarburo no solvatan a los
iones y no pueden superar la gran energía que se necesita para romper la red cristalina.
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c) Un soluto no polar con un disolvente no polar.Por ejemplo la disolución de la cera de
parafina (soluto no polar) en hexano (disolvente no polar). La cera de parafina está
constituida por largas moléculas de hidrocarburo no polares que se atraen débilmente, por
interacciones de London. Estas atracciones se compensan fácilmente con las atracciones de
van der Waals con el disolvente. Aunque el intercambio energético es mínimo, la fuerza
impulsora que explica la disolución de la cera de parafina en hexano es el gran aumento de
la entropía que se produce en el proceso de disolución.
En la siguiente figura se ha simbolizado al soluto no polar con una figura ovalada de color
rojo que se acomoda perfectamente entre las moléculas de hexano.
d) Un soluto no polar con un disolvente polar, como la interacción entre la cera
de parafina (soluto no polar) y el agua (disolvente polar). La energía necesaria para separar
a las moléculas apolares es mínima puesto que las interacciones que actúan entre este tipo
de moléculas son las débiles fuerzas de London. Por el contrario, las interacciones entre las
moléculas de agua son mucho más fuertes porque estas moléculas se mantienen unidas por
enlaces de hidrógeno. Para que el soluto no polar se disuelva en agua es necesario que se
intercale entre las moléculas del disolvente polar, lo que implica un proceso de separación
de las moléculas de agua, y por tanto la consiguiente ruptura de puentes de hidrógeno. La
energía necesaria que hay que invertir en este proceso no queda compensada por la energía
desprendida en el proceso de solvatación, que es prácticamente nulo y por tanto el soluto no
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se disuelve: la red de puentes de hidrógeno de las moléculas de agua excluye a las
moléculas de parafina.
Hidrofóbico-Hidrofílico
Cuando se trata de evaluar las propiedades de solubilidad de alcoholes y ácidos
carboxílicos, es necesario considerar los tamaños relativos de las partes hidrocarbonadas y
de las similares al agua, que están presentes en la molécula.
La porción hidrocarbonada se dice que es hidrofóbica ( repele el agua) debido a que no
formará enlaces de hidrógeno con el agua, pero tenderá a disolverse en hidrocarburos
líquidos.
 Los grupos funcionales de los alcoholes y de los ácidos carboxílicos forman enlaces de 
hidrógeno con el agua y se dicen que son hidrofílicos ( amantes del agua).
Si la relación de tamaño de la parte hidrofílica respecto de la parte hidrofóbica es pequeña,
significa que la porcion hidrofílica es demasiado pequeña para transportar la molécula en la
solución con agua. Si la relación es grande, pueden trasladar la molécula dentro de la
solución. 
La solubilidad de los alcoholes y ácidos carboxílicos en agua es menor cuando la porción
hidrofóbica de la molécula es mayor.
En los siguientes ejemplos, indique cuál es la parte hidrofóbica y cuál la hidrofílica, y
sugiera en qué tipo de solvente serían solubles estas moléculas.
CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-CH2-OH
CH3-COOH
CH3-(CH2)12-COOH
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	Fuerzas de Dispersión de London
	Todos los átomos y moléculas tienen una debil atracción entre sí, las que se conocen como atracciones de van der Waals. Estas fuerzas atractivas tienen su origen en la atracción electrostática de los electrones de una molécula o atomo por el núcleo de otra. Si no existieran las fuerzas de van der Waals toda la materia existiría en un estado gaseoso y la vida no sería posible.. Debe ser notado que existen tambien fuerzas repulsivas entre moléculas, las cuales se incrementan rapidamente a distancias intermoleculares muy pequeñas.
	Forma de la molécula
	Compare los puntos de ebullición de los compuestos indicados anteriormente, teniendo en cuenta los factores indicados: tamaño, forma, polaridad.
	Punto de fusión de los compuestos orgánicos
	En el siguiente caso, compare las variaciones en los puntos de fusión y ebullición de los alcanos, y determine qué factores son los que determinan estas diferencias.
	Compare los puntos de fusión del octano y del tetrametilbutano. Cómo justifica la notable diferencia entre los puntos de fusión respectivos?.
	Solubilidad
	
	Hidrofóbico-Hidrofílico