Las fuerzas de Van der Waals

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https://www.youtube.com/watch?v=zHQvrCWf4Tk

概要

TLDRDeze video biedt een overzicht van verschillende soorten intermoleculaire interacties, waaronder London-dispersiekrachten, dipool-dipool interacties en waterstofbruggen. Het bespreekt hoe deze interacties de kook- en smeltpunten van stoffen beïnvloeden, en begint met een uitleg over neon en zijn neutrale atomen. Vervolgens wordt uitgelegd hoe, bij verlaagde temperaturen, zelfs de zwakke London-krachten leiden tot het vloeibare neonatoestand. De video gaat verder met het bespreken van polaire moleculen zoals waterstofchloride, die sterkere dipool-dipool interacties vertonen, en waterstofbruggen, die optreden tussen zeer elektronegatieve atomen. Dit alles heeft implicaties voor de fysieke eigenschappen van stoffen, zoals kook- en smeltpunten.

収穫

  • 🔍 Intermoleculaire interacties zijn essentieel voor het begrijpen van chemische eigenschappen.
  • 🧊 London-dispersiekrachten zijn de zwakste intermoleculaire krachten.
  • ⚡ Dipool-dipoolinteracties zijn sterker dan London-krachten.
  • 💧 Waterstofbruggen zijn de sterkste intermoleculaire interacties.
  • 💡 Edelgassen vertonen nauwelijks intermoleculaire krachten, wat leidt tot gasvormige aard.
  • 🔥 Hogere intermoleculaire interacties resulteren in hogere kook- en smeltpunten.
  • 📉 Neon en andere edelgassen kunnen vloeibaar worden bij lage temperaturen.
  • ⚖️ Elektronegativiteit speelt een grote rol in de sterkte van dipool-dipoolinteracties.
  • 🔗 Waterstofbruggen vormen significante structuren in water en biologische moleculen.

タイムライン

  • 00:00:00 - 00:05:00

    In deze video wordt een algemeen overzicht gegeven van de verschillende soorten moleculaire interacties, met een focus op de zwakste interactie, die tussen edelgasatomen zoals neon. Hierbij wordt uitgelegd dat, hoewel neon een stabiele elektronenconfiguratie heeft, er toch tijdelijke dipolen kunnen ontstaan die zwakke aantrekkingskrachten tussen de atomen veroorzaken, ook wel bekend als de London-dispersiekrachten.

  • 00:05:00 - 00:10:00

    Er wordt uitgebreid ingegaan op het voorbeeld van waterstofchloride, waarbij de polariteit van de binding tussen waterstof en chloor leidt tot een dipool-dipoolinteractie. Dit soort interacties is sterker dan de London-krachten, wat maakt dat moleculen van waterstofchloride meer energie nodig hebben om over te gaan in een gasvormige toestand.

  • 00:10:00 - 00:17:25

    De video bespreekt verder de sterkere waterstofbruggen die ontstaan tussen zeer elektronegatieve elementen zoals fluor en waterstof. Deze interacties zijn de sterkste van de besproken soorten en resulteren in hogere kookpunten voor stoffen, omdat er meer energie nodig is om de moleculen van elkaar te scheiden. De verschillende interacties worden samengevat en het verband met kookpunten wordt benadrukt.

マインドマップ

ビデオQ&A

  • Wat zijn London-dispersiekrachten?

    London-dispersiekrachten zijn de zwakste intermoleculaire krachten die optreden tussen atomen en moleculen door tijdelijke ladingsverschillen.

  • Waarom zijn gassen edelgassen?

    Edelgassen hebben een volle buitenste schil van elektronen, waardoor ze weinig tot geen neiging hebben om met andere atomen te reageren.

  • Wat is een dipool-dipoolinteractie?

    Een dipool-dipoolinteractie is een aantrekkingskracht tussen de positieve en negatieve uiteinden van polaire moleculen.

  • Wat is een waterstofbrug?

    Een waterstofbrug is een sterke vorm van dipool-dipoolinteractie die plaatsvindt tussen een waterstofatoom dat gebonden is aan een sterk elektronegatief atoom.

  • Hoe beïnvloeden intermoleculaire krachten het kookpunt?

    Sterkere intermoleculaire krachten vereisen meer energie om de moleculen van elkaar te scheiden, wat leidt tot hogere kookpunten.

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    hola en este vídeo quiero hablarte un
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    poco acerca de este largo viaje que
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    hemos hecho a través de la química hasta
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    ahora hemos tocado el tema de bueno
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    interacciones entre moléculas sobre
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    moléculas de metal cómo se atraen entre
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    sí por este mar de electrones y bueno
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    también hablamos sobre las moléculas del
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    agua pero creo que es bueno tener una
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    discusión general sobre los diferentes
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    tipos de interacciones moleculares y qué
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    significan para los puntos de ebullición
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    y los puntos de fusión de una substancia
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    así que voy a empezar con el más débil y
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    para eso
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    voy a dibujar aquí un montón de neón
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    pero antes déjame ponerte aquí la tabla
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    periódica para que veas por qué me estoy
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    tomando en león si te das cuenta el neón
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    está justo aquí es decir es un gas noble
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    y bueno es que los gases nobles son
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    bastante felices su órbita el externo
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    está lleno por lo tanto un amd si por
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    aquí dibujo un neón y déjame tomar este
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    color para hablar de neón imagínate que
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    por aquí tengo un neón ok y bueno este
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    neón tiene ocho
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    y aquí tengo todos ok aquí tengo otros
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    dos ok
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    aquí tengo otros dos y bueno por aquí
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    tengo otros dos de lujo aquí tengo un
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    neón y es más déjame poner por aquí a
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    otro neón este neón está bastante feliz
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    porque tiene a todos sus electrones
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    tenemos aquí cada uno de estos ocho de
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    trones y bueno este neón está bastante
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    feliz está completamente satisfecho
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    consigo mismo si estos electrones están
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    distribuidos uniformemente alrededor de
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    estos átomos entonces estos son átomos
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    completamente neutros estos átomos no
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    quieren unirse entre sí o hacia
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    cualquier cosa así que solamente
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    deberían flotar alrededor y no hay razón
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    alguna para que se sientan o no atraídos
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    los unos con nosotros pero resulta que
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    el neón tiene un estado líquido si
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    consigues enfriarlo lo suficiente y por
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    el hecho de que tiene un estado líquido
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    significa que debe de haber alguna
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    fuerza tarde o temprano que está
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    haciendo que estos dos átomos de neón
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    de alguna manera bueno pues se sientan
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    atraídos am déjame ponerlo así se
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    sienten atraídos el uno con el otro
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    entonces no hay una gran cantidad de
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    fuerza que los atraiga y bueno esto es
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    porque va a ser un gas en la mayoría de
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    las temperaturas pero si bajas mucho la
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    temperatura puedes obtener una fuerza
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    muy débil que empieza a conectar o hace
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    que las moléculas de neón quieran
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    acercarse las unas a las otras y estas
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    fuerzas reales de lo que hemos hablado
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    antes realmente estos electrones no
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    tienen una órbita uniforme o fija
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    alrededor de estos átomos todo esto es
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    probabilístico si imaginamos que los
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    puntos de los electrones de valencia del
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    neón son una nube de probabilidad y
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    bueno no sólo eso si además recordamos
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    que el neón y déjame bajar un poco tiene
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    la configuración electrónica de 1s 2 y
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    después por acá su órbita exterior de 2
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    s 2 y por acá 2 p 6 bueno esto es cierto
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    entonces am si subimos ahora la pantalla
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    y queremos dibujar de nuevo a nuestro
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    neón bueno este el neón se va a ver más
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    o menos así tenemos a un átomo de neón
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    aquí y después tenemos un caparazón más
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    o menos como éste qué es
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    son 2 s y eso no está dentro de esto
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    verdad y también tenemos los orbitales p
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    que pueden o se ven más o menos así
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    tendría una cultura a otra como por acá
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    otra como por acá sólo estoy dibujando
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    la distribución de probabilidad no se
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    tratan de dibujar un conejo o jose aquí
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    tengo otro neon and bueno pues aquí
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    tenemos también su caparazón 12s y los
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    orbitales p algo más o menos así este
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    saber más o menos así a esta ciudad
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    hermanos menos así para que ticas que no
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    es un conejo voy a poner esta por acá y
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    esta también por acá ok lo importante de
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    todo esto lo que quiero que veas es que
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    entiendas el punto y bueno si quieres
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    ver los vídeos sobre configuración
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    electrónica vas a tener más ideas acerca
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    de estas distribuciones de probabilidad
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    y lo que quiero que entiendas es que los
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    electrones podrían estar en cualquier
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    lugar puede haber un momento en que
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    todos los electrones estén no sé por
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    esta parte de aquí o podrían estar por
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    esta parte de aquí qué sé yo si piensas
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    un poco sobre esto de todas las posibles
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    configuraciones vamos a decir que
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    tenemos estos dos átomos de neón y en
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    red
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    hay una probabilidad muy baja de que
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    vayan a ser distribuidos de una manera
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    uniforme por completo es decir que los
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    átomos están distribuidos de una manera
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    uniforme
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    casi no hay probabilidad de eso hay
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    muchos escenarios donde la distribución
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    de los electrones es un poco irregular
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    en uno u otro átomos de neón por ejemplo
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    si aquí tengo un átomo de neón este de
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    aquí y digo que sus 8 electrones vamos a
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    tener los de la siguiente manera tenemos
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    8 electorales de valencia 1 2 3 4 5 6 7
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    y por acá el otro entonces aquí se
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    parece este átomo de neón este tiene
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    temporalmente una ligera carga en esta
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    dirección cierto tiene una ligera carga
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    negativa por aquí y una ligera carga
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    positiva por aquí ok y ahora imagínate
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    que del mismo modo tengo otro neón por
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    equipo que voy a poner a este neón tiene
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    sus 8 electrones pero de esta forma
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    tiene uno no sé 2 a 3
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    es 45 16 7 y georges por acá y bueno si
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    te das cuenta este átomo de neón que
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    acabo de poner aquí tiene más carga
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    negativa a este lado que de este lado
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    así que si ahora quiero cambiar de color
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    fíjate que por un cierto momento si este
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    átomo tiene una ligera carga positiva de
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    este lado y aquí negativa y esté por
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    aquí positiva y por aquí negativa puede
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    llegar a admitirse una fuerza de
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    atracción por un pequeño momento de este
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    átomo con este átomo y después de este
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    pequeño momento desaparecerá porque los
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    electrones se reconfiguran pero lo
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    importante es darse cuenta que casi en
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    ningún momento los electrones del neón
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    van a ser distribuidos por completo esto
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    siempre va a ser una distribución
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    irregular siempre habrá un poco de carga
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    extra en un nuevo otro lado de un átomo
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    lo cual nos permitirá traer las cargas
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    supuestas de otras moléculas
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    similarmente desequilibradas
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    esta es una fuerza muy pero muy pero muy
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    débil que por cierto se le llama como la
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    fuerza de dispersión del london antes de
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    ponerlo así aquí esta fuerza se le
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    conoce como la fuerza de dispersión
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    dispersión ok de london d
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    london los dos y de hecho curiosamente
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    fritz london no era británico creo que
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    era un alemán americano en fin la fuerza
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    de dispersión de london es la más débil
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    de las fuerzas de van der waals antes de
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    ponerlo así
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    de valls
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    ok que seguramente estoy pronunciando
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    mal y bueno las fuerzas de van der vaart
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    son las clases de fuerza de todo lo
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    inter molecular y en este caso las
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    moléculas serían estos átomos de neón es
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    una molécula compuesta por un solo átomo
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    las fuerzas de van der vaart son una
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    clase de todas las fuerzas inter
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    moleculares que no son enlaces
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    covalentes y que no son enlaces iónicos
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    como los que tenemos las sales y
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    hablaremos de eso en un momento y de
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    hecho la más débil de todas ellas es la
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    fuerza de dispersión de london y esto es
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    porque el león es un gas noble de hecho
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    todos los gases nobles y para eso han
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    déjame bajar de nuevo para que los veas
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    aquí todos los gases nobles estos que
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    tenemos aquí ya es más déjame ponerlos
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    con este color todos estos que son mis
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    gases nobles experimentan este tipo de
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    fuerza de dispersión de london todos
  • 00:08:01
    estos de aquí que por cierto recuerda
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    que es la más débil de todas estas
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    fuerzas inter moleculares y es por esto
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    que se necesita muy poca energía para
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    poner
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    en un estado gaseoso así que a muy pero
  • 00:08:14
    muy baja temperatura los gases nobles
  • 00:08:16
    todos estos de aquí se convertirán al
  • 00:08:19
    estado gaseoso y de hecho es justo por
  • 00:08:21
    eso que se llaman gases nobles y bueno
  • 00:08:24
    estos gases nobles son los más propensos
  • 00:08:26
    en comportarse como gases ideales porque
  • 00:08:30
    tienen una pequeña pero muy pequeña
  • 00:08:32
    atracción entre ellos ahora que pasan en
  • 00:08:35
    una situación en donde vemos las que
  • 00:08:37
    tienen mayor atracción o que son un poco
  • 00:08:40
    más polares
  • 00:08:41
    imagínate que ahora tengo el cloruro de
  • 00:08:43
    hidrógeno y el hidrógeno y déjeme
  • 00:08:45
    tomarlo con este color aquí tengo al
  • 00:08:48
    hidrógeno esto de aquí y bueno el
  • 00:08:50
    nitrógeno es algo raro porque es un poco
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    ambivalente sobre si mantiene o no sus
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    electrones el cloro siempre quiere
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    mantener sus electrones
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    de hecho el cloro el cloro están más o
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    menos por aquí aquí tengo el cloro y
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    bueno este cloro es bastante electro
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    negativo aunque bueno ojo es menos
  • 00:09:11
    electro negativo que estos tres que
  • 00:09:13
    tengo aquí esto es de aquí de hecho son
  • 00:09:15
    mucho más electro negativos que lo que
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    digamos que estos son una especie de
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    super ultra elementos que acaparan
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    electrones es decir el nitrógeno el
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    oxígeno y el flúor pero de todos modos
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    el cloro es bastante electro negativo
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    así que si ahora pensamos en el cloruro
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    de hidrógeno y bueno se va a ver más o
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    menos así imagínate que yo por aquí a mí
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    déjame ponerlo con este color tengo al
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    cloro ok y bueno tienes 7am átomos de
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    valencia 1 2 3 4 5 6 y este átomo que
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    está compartiendo con el hidrógeno que
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    lo voy a poner con este color y bueno
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    pues aquí tengo el hidrógeno y el
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    hidrógeno va a compartir este electrón
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    con el cloro y bueno como el cloro es
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    más electro negativo que el hidrógeno
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    entonces estos electrones van a pasar
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    mucho más tiempo aquí de lo que van a
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    terminar pasando de este lado y eso hace
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    que en este lado del cloro haya una
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    carga parcial negativa negativa de este
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    lado mientras que de este otro lado del
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    hidrógeno va a haber una carga parcial
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    positiva
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    positiva son cargas parciales aquí
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    tenemos una carga parcial negativa de
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    este lado del cloro y aquí tenemos una
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    carga parcial positiva de este lado del
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    hidrógeno de hecho esto es muy análogo
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    para los enlaces de hidrógeno los
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    enlaces de hidrógeno son una clase de
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    bueno de este tipo de enlaces el cual se
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    llama un enlace de polo o una
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    interacción dipolo dipolo así que
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    imagínate que ahora todos tomamos a otra
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    molécula antes de ponerlo con esto ok
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    voy a atrapar esta molécula la voy a
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    copiar y la voy a pegar ok y ahora
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    imagínate que tenemos otra molécula de
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    cloruro de hidrógeno como por aquí
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    fíjate que lo que va a pasar es lo
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    siguiente vamos a tener una atracción am
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    que se va a ver más o menos con este
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    color no voy a poner voy a consentir una
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    atracción entre estas dos moléculas del
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    cloruro de hidrógeno y esto es porque el
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    lado positivo o mejor dicho el polo
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    positivo de esta molécula o de este tipo
  • 00:11:20
    lo es el lado del hidrógeno porque los
  • 00:11:22
    electrones en cierto modo se han alejado
  • 00:11:25
    y entonces esta parte de aquí se va a
  • 00:11:27
    sentir atraída por el lado del cloro
  • 00:11:30
    en este caso por el lado del cloro de
  • 00:11:32
    esta otra molécula y es por esta razón
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    que las fuerzas de van der vaart son una
  • 00:11:37
    interacción dipolo dipolo y es mucho más
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    fuerte que bueno en esta fuerza que
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    teníamos acá arriba la fuerza de
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    dispersión del hondo y sólo para ser
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    claro la fuerza de dispersión de london
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    ocurre en todas las interacciones
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    moleculares eso es lo que es muy débil
  • 00:11:53
    cuando las comparas con casi cualquier
  • 00:11:55
    otra cosa como en este caso es decir
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    sólo es relevante cuando hablamos de
  • 00:11:59
    cosas como gases nobles incluso aquí
  • 00:12:01
    también son fuerzas de dispersión del
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    london cuando la distribución de
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    electrones a esto de aquí sólo pasa para
  • 00:12:08
    ir de una u otra forma y esto solamente
  • 00:12:11
    es por un instante pequeño de tiempo
  • 00:12:13
    pero eso sí si nosotros pensamos en la
  • 00:12:16
    interacción dipolo dipolo que es la que
  • 00:12:18
    tenemos justo aquí ésta es mucho más
  • 00:12:20
    fuerte debido a que es más fuerte el
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    cloruro de hidrógeno va a tomar más
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    energía lo que va a hacer que esté mucho
  • 00:12:28
    más tiempo en estado líquido o que sea
  • 00:12:30
    más difícil entrar en el estado gaseoso
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    y ahora bien si nos fijamos en uno de
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    los átomos mucho
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    electro negativos como estos que tenemos
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    aquí el nitrógeno el oxígeno o el flúor
  • 00:12:42
    algunos de estos y supongamos que
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    queremos ser no sé se me ocurre a déjame
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    sobre un poco en la pantalla sumamos un
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    poco de pantalla porque vamos a hablar
  • 00:12:50
    acerca de la interacción entre el flúor
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    y el hidrógeno
  • 00:12:54
    imagínate que por aquí tenemos el
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    fluoruro de hidrógeno y déjenme ponerlos
  • 00:13:00
    con este color se me ocurre voy a tener
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    aquí h y aquí efe ok por aquí a otra h y
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    aquí otra efe ok y aquí ya no sé se me
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    ocurre poner otra h ok y otra efe ok por
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    acá am por acá también voy a poner otra
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    h y otra
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    efe fluoruro de hidrógeno tenemos un
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    montón de estos alrededor de este lugar
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    y bueno es que el flúor es ultra electro
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    negativo es uno de los tres átomos más
  • 00:13:30
    electro negativos en la tabla periódica
  • 00:13:32
    recuerda son estos de aquí a estos de
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    aquí el nitrógeno el oxígeno y el flúor
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    entonces ahora que tenemos este ponche
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    de moléculas justo aquí lo que va a
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    pasar es que se va a dar un caso muy
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    fuerte de la interacción dipolo dipolo
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    donde aquí todos los electrones y déjame
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    ponerlo con este color todos los
  • 00:13:53
    electrones van a ser atraídos por el
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    lado del flúor por este lado por este
  • 00:13:58
    lado por este lado lo que va a hacer que
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    tenga una carga parcial negativa
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    ok una carga parcial negativa una carga
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    parcial negativa una carga parcial
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    negativa mientras que del lado del
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    hidrógeno vamos a tener una carga
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    parcial positiva carga parcial positiva
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    en carga parcial positiva
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    ok este es un signo de más carga parcial
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    positiva ok
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    carga parcial positiva y es que esto me
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    va a dar una interacción entre las
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    moléculas muy fuertes ahora imagínate
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    que nosotros nos fijamos en la
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    interacción dipolo dipolo pero como es
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    una interacción dipolo dipolo entonces
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    estos dos van a interactuar y no sé se
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    me ocurre que este con este también va a
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    haber una interacción y es justo esto es
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    lo que se conoce como el
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    enlace de hidrógeno porque estamos
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    tratando con hidrógenos el hidrógeno y
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    un átomo muy electro negativo donde el
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    átomo electro negativo atrae casi todos
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    los electrones del hidrógeno y entonces
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    el hidrógeno está sentado ahí con un
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    solo protón lo que lo hace ser bastante
  • 00:15:00
    positivo y esto hace que sea realmente
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    atraído por el lado negativo de esta
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    otra molécula el lado positivo con el
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    lado negativo pero bueno lo importante
  • 00:15:10
    es que todas estas son fuerzas de van
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    der vaart en todas estas y de hecho
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    nosotros sabemos que son estas tres la
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    más débil bueno es la fuerza de
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    dispersión de london ok después nosotros
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    nos fijamos en la interacción entre una
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    molécula con un átomo más electro
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    negativo y esto empieza a hacer un
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    dipolo donde tienes un lado donde la
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    molécula se convierte en polar y
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    entonces de un lado tenemos carga
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    positiva del otro lado tenemos carga
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    negativo y cuando la ponemos con otra
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    molécula se da la interacción de polo
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    dipolo y bueno también tenemos una
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    tercera que es esta de aquí arriba esta
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    de aquí arriba nos da un enlace
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    aún más fuerte que es el enlace de
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    hidrógeno porque tenemos un átomo super
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    electro negativo que está quitando
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    esencialmente el electrón del hidrógeno
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    o clasificándolo este electrón se sigue
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    compartiendo pero está casi todo de este
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    lado de la molécula y bueno ya que
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    incluso este enlace es el más fuerte de
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    los tres tendrá incluso un punto de
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    ebullición más alto así que antes de
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    nombrarlos por aquí si yo tengo la
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    fuerza de dispersión del london déjeme
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    ponerlo así london ok después vimos la
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    dipolo ok dipolo ok y después vimos el
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    enlace de hidrógeno antes de ponerlo así
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    y drone que no ok
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    estas tres son fuerzas de van der waals
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    pero por las fuerzas de los enlaces
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    inter moleculares se hacen más fuerte lo
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    que me da que el enlace de hidrógeno
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    tenga un punto de ebullición más alto
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    que los enlaces polares y éstos a su vez
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    tengan un punto de ebullición más alto
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    que las fuerzas de dispersión de london
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    este punto de ebullición sube porque se
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    necesita más y más energía para separar
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    estas moléculas las unas de las otras
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    así que creo que esto es un buen estudio
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    de los diferentes tipos de interacciones
  • 00:17:05
    inter moleculares que no son
  • 00:17:07
    necesariamente covalentes o iónicas en
  • 00:17:10
    el siguiente vídeo hablaré sobre algunos
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    tipos de estructuras johnny cash y
  • 00:17:14
    covalentes y hablaré sobre cómo se
  • 00:17:17
    pueden formar y cómo esto puede afectar
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    a los diferentes puntos de ebullición
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