Fuerzas intermoleculares

Las fuerzas intermoleculares son de naturaleza física, y permiten mantener unidas las moléculas de líquidos y sólidos. Si no existieran todas las sustancias moleculares serían gases.

Los enlaces entre los átomos de una molécula son de naturaleza química (compartición o intercambio de electrones). La energía de enlace entre dos átomos coincide con la energía de disociación de la correspondiente molécula diatómica.

Las fuerzas intermoleculares son débiles (comparadas con la energía de disociación necesaria para separar los átomos en un enlace química) y atractivas.

• Así, la energía de ruptura de la molécula Cl-Cl es E(Cl-Cl) = 242 kJ/mol; mientras que la energía requerida para separar dos moléculas de Cl (aportando calor hasta llegar a la ebullición) es ΔHvaporización = 21 kJ/mol.

• En el caso del agua la energía de ruptura de la molécula H₂O en H + O + H es 2.E(O-H) = 930 kJ/mol; mientras que la energía requerida para separar dos moléculas de agua (aportando calor hasta llegar a la ebullición) es ΔHvaporización = 41 kJ/mol.

DIPOLOS

• Dipolo permanante: se forman en las moléculas polares debido al desplazamiento de carga permanente.

• Dipolo instantáneo: se produce cuando en una molécula apolar los electrones se concentran en una región concreta en un momento determinado.

• Dipolo inducido: las moléculas vecinas al dipolo instantáneo crean un dipolo inducido por inducción.

a) Fuerzas de dispersión o de London (o dipolo instantáneo-dipolo inducido): Siempre están presentes, incluso si las dos moléculas son no polares. Explican el punto de ebullición más alto de moléculas apolares (N2, O2, etc) y gases nobles  Se deben a atracciones entre dipolos instantáneos e inducidos: en un determinado momento en una molécula apolar se produce un dipolo instantáneo que polariza a las moléculas cercanas. Son las fuerzas intermoleculares menos intensas. Aumentan con la polarizabilidad, que es la facilidad de la molécula para formar dipolos. La polarizabilidad aumenta al hacerlo el número de electrones (y la masa molecular). La polarizabilidad aumenta al hacerlo el volumen de la molécula, ya que los electrones se desplazan con mayor facilidad. Por tanto, la polarizabilidad aumenta con el tamaño de las moléculas (masa y volumen), es decir, al bajar en un grupo. Explica que a temperatura ambiente el cloro es gaseoso, el bromo es líquido y el yodo es sólido. En los gases nobles sólo existen fuerzas de London, aumentando el punto de ebullición con el tamaño: He (4,2 K) < Ne (27,1 K) < Ar (87,3 K) < Kr (119,9 K) < Xe (165 K) < Rn (211,5 K) Los puntos de fusión y ebullición aumentas con el tamaño de los átomos o moléculas (al aumentar la polarizabilidad). Ejemplo fuerza dispersión o London: N2, He

b) Fuerzas dipolo permanente-dipolo inducido: Se establece al aproximarse un dipolo permanente a un átomo o molécula neutro (apolar), provocando un dipolo inducido. Son fuerzas atractivas débiles. Justifica la pequeña (pero no nula) solubilidad de disolventes orgánicos apolares (como el benceno) en agua (polar). Ejemplo: CO2 (apolar) + H2O (polar); o entre las moléculas polares de HF y los átomos de Ar.

c) Fuerzas dipolo permanente-dipolo permanente o de Van der Waals (dipolo-dipolo): Es la más intensa tras los puentes de hidrógeno. Explica, por ejemplo, la unión entre moléculas de HCl (polares). Además de las fuerzas de dispersión (que siempre están presentes), aparece una nueva fuerza debida a las atracciones eléctricas que tiende a ordenar las moléculas. Se establece entre moléculas polares, es decir, con dipolos permanentes. La fuerza del enlace aumenta a medida que lo hace la polaridad, haciendo que siga siendo sólida o líquida a temperaturas superiores a las que cabría esperar. Explica el motivo por el cual el punto de ebullición de las sustancias polares es más elevado, ya que las fuerzas intermoleculares son más fuertes. Punto ebullicíon HCL < HBr < HI (aumenta con la masa) Fuente: http://www.quimitube.com/videos/enlaces-de-hidrogeno-y-fuerzas-de-van-der-waals  Ejemplo fuerza dipolo-dipolo: PH3, HCl, H2S, CO (HF, H2O y NH3 son puentes de hidrógeno --H+FON--)

d) Enlace de hidrógeno: Se trata de un caso particular de interacción dipolo-dipolo de mayor intensidad. Se produce entre moléculas polares formadas por un átomo de H y un átomo muy electronegativo y pequeño; con pares de electrones no enlazados (N, O, F). La molécula presenta: - Un núcleo (N, O, F) con alta electronegatividad que concentra una alta densidad de carga negativa. - Uno o varios átomos de H con alta densidad de carga positiva. Ejemplo enlace de hidrógeno del agua: Estructura de Lewis del agua Densidad de carga en la molécula de agua Moléculas de agua dispersas sin interacción (gas) Enlaces de hidrógeno (líneas discontinuas). Observa que en el agua sólida las moléculas presentan un mayor orden, formando una estructura regular. Obtenida de https://es.khanacademy.org/science/biology/water-acids-and-bases/hydrogen-bonding-in-water/a/hydrogen-bonding-in-water Los compuestos que tienen EDH presentan puntos de fusión y ebullición más elevados y diferente estado físico a temperatura ambiente. Variación de la temperatura de ebullición dentro de un  mismo grupo: - Grupo 15 → Tebullición (NH3) = -33,5 ºC ; Tebullición (PH3) = -88 ºC - Grupo 16 → Tebullición (H2O) = 100 ºC ; Tebullición (H2S) = -60 ºC - Grupo 17 → Tebullición (HF) = 20 ºC ; Tebullición (HCl) = -84,9 ºC Explica la dilatación anómala del agua al pasar a estado sólido (hielo). Curso: Química 2º Bachillerato