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FUERZAS INTERMOLECULARES

Las fuerzas atractivas entre moléculas, las llamadas fuerzas intermoleculares, son las

responsables del comportamiento no ideal de los gases. Ellas juegan un papel importante

también en los distintos estados de agregación de la materia (líquido, sólido o gas).

Generalmente, las fuerzas intermoleculares son mucho más débiles que las

intramoleculares. Así, por ejemplo, se requiere menos energía para evaporar un líquido que

para romper los enlaces de las moléculas de dicho líquido. Para entender las propiedades de

los distintos estados de la materia, necesitamos comprender y conocer los distintos tipos de

fuerzas intermoleculares.

Los átomos de un molécula se mantienen unidos por enlaces químicos cuya fuerza va de

150 a 1000 kJ/mol. Otras fuerzas de atracción más débiles, llamadas fuerzas

intermoleculares o atracciones intermoleculares, atraen una molécula a otra. Por ejemplo,

se requieren 1652 kJ para romper 4 moles de enlaces covalentes C¾H y separar el átomo de

C y los cuatro átomos de H de todas las moléculas de 1 mol de metano:

Pero sólo se requieren 8.9 kJ para separar unas de otras 1 mol de moléculas de metano que

están muy juntas en el metano líquido, a fin de evaporar el líquido y convertirlo en gaseoso.

Las atracciones moleculares son más débiles que los enlaces covalentes porque no son el

resultado de compartir pares de electrones entre átomos; es decir, son interacciones no

covalentes: fuerzas de atracción que no son enlaces iónicos y que son diferentes de los

enlaces covalentes. Las interacciones no covalentes entre moléculas (fuerzas

intermoleculares) explican el punto de fusión, el punto de ebullición y otras propiedades de

las sustancias que no son iónicas. Las interacciones no covalentes entre diferentes partes de

una molécula grande (fuerzas intramoleculares) mantienen las moléculas de importancia

biológica con la forma exacta que requieren para desempeñar sus funciones. Por ejemplo,

un gran número de interacciones no covalentes entre las cadenas de ADN establecen la

estructura de doble hélice de esta molécula de gran tamaño. Sin embargo, las interacciones

no covalentes individuales dentro del ADN son bastante débiles como para que sean

vencidas en condiciones fisiológicas, lo cual hace posible la separación de las dos cadenas

del ADN para copiarlos.

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En las siguientes secciones exploraremos estos tipos de interacciones no covalentes,

conocidas en conjunto como fuerzas de van der Waals (fuerzas de London, atracciones

dipolo-dipolo) y puentes de hidrógeno. Estas fuerzas son las que contribuyen al término

n2a/V

2 en la ecuación de van der Waals para los gases no ideales.

Fuerzas de London o de dispersión.

Las fuerzas de London se presentan en todas las sustancias moleculares. Son el resultado de

la atracción entre los extremos positivo y negativo de dipolos inducidos en moléculas

adyacentes. Cuando los electrones de una molécula adquieren momentáneamente una

distribución no uniforme, provocan que en una molécula vecina se forme

momentáneamente un dipolo inducido. En la figura 4 se ilustra como una molécula con una

falta de uniformidad momentánea en la distribución de su carga eléctrica puede inducir un

dipolo en una molécula vecina por un proceso llamado polarización. Incluso los átomos de

los gases nobles, las moléculas de gases diatómicos como el oxígeno, el nitrógeno y el

cloro (que deben ser no polares) y las moléculas de hidrocarburos no polares como el CH4,

C2H6 tienen tales dipolos instantáneos.

La intensidad de las fuerzas de London depende de la facilidad con que se polarizan los

electrones de una molécula, y eso depende del número de electrones en la molécula y de la

fuerza con que los sujeta la atracción nuclear. En general, cuantos más electrones haya en

una molécula más fácilmente podrá polarizarse. Así, las moléculas más grandes con

muchos electrones son relativamente polarizables. En contraste, las moléculas más

pequeñas son menos polarizables porque tienen menos electrones. Las fuerzas de London

varían entre aproximadamente 0.05 y 40 kJ/mol.

Figura 4. Origen de las fuerzas de London.

Cuando examinamos los puntos de ebullición de varios grupos de moléculas no polares

pronto se hace evidente el efecto del número de electrones (Tabla 2). Este efecto también se

correlaciona con la masa molar: cuanto más pesado es un átomo o molécula más electrones

tiene: Resulta interesante que la forma molecular también puede desempeñar un papel en la

formación de las fuerzas de London. Dos de los isómeros del pentano –el pentano de

cadena lineal y el 2,2-dimetilpropano (ambos con la fórmula molecular C5H12)- difieren en

su punto de ebullición en 27 ºC. La forma lineal de la molécula de n-pentano, por su

linealidad, permite un contacto estrecho con las moléculas adyacentes, mientras que la

molécula de 2,2-dimetilpropano, más esférica no permite ese contacto.

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Tabla 2. Efecto del número de electrones sobre el punto de ebullición de sustancias no

polares

Gases nobles Halógenos Hidrocarburos

NºElec P.A P.E.ºC NºElec P.M P.E.ºC NºElec P.M P.E.ºC

He 2 4 -269 F2 18 38 -188 CH4 10 16 -161

Ne 10 20 -246 Cl2 34 71 -34 C2H6 18 30 -88

Ar 18 40 -186 Br2 70 160 59 C3H8 26 44 -42

Kr 36 84 -152 I2 106 254 184 C4H10 34 58 0

Atracciones dipolo-dipolo

Una atracción dipolo-dipolo es una interacción no covalente entre dos moléculas polares o

dos grupos polares de la misma molécula si ésta es grande. En la sección anterior

explicamos cómo se forman moléculas que contienen dipolos permanentes cuando se

enlazan simétricamente con átomos con electronegatividad diferente. Las moléculas que

son dipolos se atraen entre sí cuando la región positiva de una está cerca de la región

negativa de la otra (figura 5).

Figura 5. Atracciones dipolo-dipolo (líneas punteadas) entre moléculas de BrCl.

En un líquido las moléculas están muy cercanas entre sí y se atraen por sus fuerzas

intermoleculares. Las moléculas deben tener suficiente energía para vencer esas fuerzas de

atracción, y hacer que el líquido pueda entrar en ebullición. Si se requiere más energía para

vencer las atracciones de las moléculas del líquido A que aquéllas entre las moléculas del

líquido B, el punto de ebullición de A es más alto que el de B. Recíprocamente, menores

atracciones intermoleculares dan pie a puntos de ebullición más bajos.

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Puentes de hidrógeno

Es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo entre el átomo de hidrógeno que está

formando un enlace polar, tal como N—H, O—H, ó F—H, y un átomo electronegativo

como O, N ó F. Esta interacción se representa de la forma siguiente:

A—H•••B A—H•••A

A y B representan O, N ó F; A—H es una molécula o parte de una molécula y B es parte de

otra. La línea de puntos representa el enlace de hidrógeno.

La energía media de un enlace de hidrógeno es bastante grande para ser una interacción

dipolo-dipolo (mayor de 40 KJ/mol). Esto hace que el enlace de hidrógeno sea una de gran

importancia a la hora de la adopción de determinadas estructuras y en las propiedades de

muchos compuestos.

Las primeras evidencias de la existencia de este tipo de interacción vinieron del estudio de

los puntos de ebullición. Normalmente, los puntos de ebullición de compuestos que

contienen a elementos del mismo grupo aumentan con el peso molecular. Pero, como se

puede observar en la Figura 6, los compuestos de los elementos de los Grupos 15, 16 y 17

no siguen esta norma. Para cada uno de los grupos, los compuestos de menos peso

molecular (NH3, H2O, HF) tienen el punto de ebullición más alto, en contra de lo que se

podría esperar en principio. Ello es debido a que existe algún tipo de interacción entre las

moléculas en estado líquido que se opone al paso al estado de vapor. Esa interacción es el

enlace de hidrógeno, y afecta a los primeros miembros de la serie pues son los más

electronegativos, y por ello el enlace X-H es el más polarizado, lo que induce la mayor

interacción por puente de hidrógeno.

Los puentes de hidrógeno son especialmente fuertes entre las moléculas de agua y son la

causa de muchas de las singulares propiedades de esta sustancia. Los compuestos de

hidrógeno de elementos vecino al oxígeno y de los miembros de su familia en la tabla

periódica, son gases a la temperatura ambiente: CH4, NH3, H2S, H2Te, PH3, HCl. En

cambio, el H2O es líquida a la temperatura ambiente, lo que indica un alto grado de

atracción intermolecular. En la figura 6 se puede ver que el punto de ebullición del agua es

200 ºC más alto de lo que cabría predecir si no hubiera puentes de hidrógeno. Los puentes

de hidrógeno juegan también un papel crucial en la estructura del ADN, la molécula que

almacena la herencia genética de todos los seres vivos.

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Figura 6. Variación de los puntos de ebullición de los hidruros moleculares.

Figura 6. Variación de los puntos de ebullición de los hidruros moleculares.

El tipo de interacciones intermoleculares de un conjunto de moléculas determina como se

agrupan entre si. Los átomos de diferentes moléculas que presentan enlaces covalentes,

dependiendo de la polaridad de los mismos, atraerán con mayor o menor intensidad a otros

átomos. Así cuanto más polares sean el enlace de las diferentes moléculas más probable es

que estas adquirieran una configuración líquida, como es el caso del agua. Cuando los

enlaces de las moléculas están poco polarizados, las fuerzas que mantienen unidas estas

moléculas son de menor intensidad. Así un aumento ligero de la temperatura (que se

traduce en aumento de energía cinética de las moléculas) provoca que las uniones entre las

distintas moléculas se rompan. Este es el motivo por el que sustancias con este tipo de

moléculas presentan una configuración gaseosa a temperatura ambiente.

Por este motivo, los puntos de fusión y ebullición son muy altos en los compuestos iónicos,

mientras que en los compuestos covalentes son más bajos. No obstante, dependen de la

polaridad de los átomos, cuanto mayor polaridad mayores puntos de fusión y ebullición.

Estos puntos también dependen del tamaño de las moléculas, cuanto mayor es el tamaño de

una molécula (más átomos la forman), más puntos de unión pueden darse y mayores son

los puntos de ebullición y fusión.

En el caso de las moléculas biológicas este tipo de fuerzas no covalentes tienen una gran

importancia en el desarrollo del fenómeno vital, ya que permiten la interacción de las

diferentes biomoléculas entre sí.

Compuesto Enlace Punto fusión Punto ebullción

N2 Apolar (no polar) -210 -196

O2 Apolar (no polar) -219 -183

NH3 Polar -78 -33

H2O Polar 0 100

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NaCl Iónico 804 ?

Compuesto Enlace Punto fusión Punto ebullición

CH4 Apolar -182,5 -161.5

CH3-CH3 Apolar -182,8 -88,6

CH3-CH2-CH3 Apolar -187,7 -42,1

CH3-CH2-CH2-CH3 Apolar -138,4 0,5

Isobutano Apolar -159,6 -11,7

Pentano Apolar -129,7 36,1

Isopentano Apolar -159,9 27,9

n-Hexano Apolar -95,3 68,7

n-Heptano Apolar -90,6 98,4

n-Octano Apolar -56,8 125,7

n-Nonano Apolar -53,5 150,8

n-Decano Apolar -29,7 174,0

En el agua el átomo de hidrógeno está unido con el de un elemento bastante más

electronegativo como es el oxígeno. Dada la pequeñez del átomo de hidrógeno (es el átomo

más pequeño) y la ausencia de electrones que protejan su núcleo (el átomo de hidrógeno

tiene sólo un electrón), la molécula será muy polar, lo cual implica la posibilidad de que se

unan unas con otras mediante fuerzas de tipo eléctrico entre polos de distinto signo tal y

como se indica esquemáticamente a continuación:

esquemáticamente a continuación:

El enlace anterior entre el oxígeno y el hidrógeno de moléculas de agua distintas

(representado aquí por una línea punteada) recibe el nombre de enlace de hidrógeno. Un

enlace de hidrógeno es una unión de tipo intermolecular generada por un átomo de

hidrógeno que se halla entre dos átomos fuertemente electronegativos. De hecho sólo los

átomos de F, O y N tienen la electronegatividad y condiciones necesarias para intervenir en

un enlace de hidrógeno. La clave de la formación del enlace de hidrógeno es el carácter

fuertemente polar del enlace covalente entre el hidrógeno H y otro átomo (por ejemplo O).

La carga parcial positiva originada en el átomo de hidrógeno atrae a los electrones del

átomo de oxígeno de una molécula vecina. Dicha atracción se ve favorecida cuando ese

otro átomo es tan electronegativo que tiene una elevada carga parcial negativa.