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Fuerzas Intermoleculares

Analicemos las fuerzas intermoleculares (fuerzas de cohesión) que mantienen juntas las moléculas en el estado líquido. En los líquidos existen cuatro fuerzas intermoleculares primarias.

1. Interacciones dipolares (dipolo-dipolo)

2. Interacciones ion-dipolo

3. Enlaces de hidrógeno

4. Fuerzas de dispersión

Cada clase de fuerza intermolecular, proviene de una atracción electrostática de partículas con cargas opuestas.

 

Interacciones Dipolo-Dipolo (moléculas con enlaces covalentes polares,  ejemplo: HCl)

En un enlace covalente entre dos átomos idénticos, los electrones enlazantes están simétricamente distribuidos alrededor de ambos núcleos. Sin embargo, cuando los átomos unidos son diferentes, los electrones de valencia no estarán igualmente compartidos por los dos núcleos, la distribución de carga no será homogénea y, en consecuencia aparecerán en la molécula regiones con distinta densidad de carga o dipolos eléctricos.

Existen entre moléculas polares neutras. Las moléculas polares se atraen unas a otras cuando el extremo positivo de una molécula está cerca del extremo negativo de otra.

La molécula de cloro (Cl-Cl) tiene una distribución simétrica de los electrones entre los dos átomos de cloro y se puede considerar que no tiene carga. Sin embargo, en la molécula de HCl no hay distribución uniforme de la carga, ya que los electrones de enlace, debido a la diferencia de las electronegatividades entre los dos átomos, están desigualmente repartidos. Por tanto, la molécula de HCl es eléctricamente asimétrica o polar. De la misma forma, en la molécula de agua (H-O-H), tampoco hay una distribución uniforme de la nube de carga puesto que los electrones se encuentran atraídos fuertemente por el átomo de oxígeno que adquiere carga negativa, mientras que los dos átomos de hidrógeno adquieren igual carga positiva. Por consiguiente, dada la disposición de los átomos en la molécula de agua, el centro de las cargas positivas se encuentra en un extremo de la molécula y el centro de las negativas en el otro, constituyendo un dipolo.

 

Ion-Dipolo

En principio, el campo eléctrico producido por u ión o por un dipolo próximos puede distorsionar la nube electrónica de una molécula sin momento dipolar, induciendo la formación de un dipolo que se asocia a la partícula inductora. Son las interacciones ión-dipolo inducido y dipolo-dipolo inducido.

 

 

Se produce entre un ion y una carga parcial en el extremo de una molécula polar. Las moléculas polares son dipolos, tienen un extremo positivo y un extremo negativo. Por ejemplo la molécula de HCl.

La fuerza de esta interacción depende de la carga y tamaño del ion y de la magnitud del dipolo. Las cargas en los cationes están generalmente más concentradas, dado que los cationes suelen ser menores que los aniones. En consecuencia, a cargas iguales, un catión interactúa más fuertemente con los dipolos que un anión.

La hidratación, es un ejemplo de interacción ion-dipolo. En una disolución acuosa de NaCl, los iones Na+ y Cl- se rodean de moléculas de agua, que tienen un dipolo grande. De esta forma las moléculas de agua actúan como un aislante eléctrico que mantiene a los iones separados. Este proceso explica lo que ocurre cuando un compuesto iónico se disuelve en agua. El tetracloruro de carbono (CCl4) es, por otro lado, una molécula no polar, y en consecuencia carece de la posibilidad de participar en la interacción ion-dipolo. Lo que se observa en la práctica es que el tetracloruro de carbono es un mal disolvente de compuestos iónicos, como es el caso de la mayoría de los líquidos no polares.

 

Fuerzas de Dispersión o London (en moléculas no polares)

Las fuerzas de dispersión también se conocen como fuerzas de London o fuerzas de van der Waal. Los primeros científicos que investigaron la naturaleza de las interacciones no polares fueron Fritz London y Johannes van der Waal.

Las fuerzas de dispersión mantienen las moléculas en el estado sólido si estas moléculas son lo suficientemente grandes.

De las tres clases de fuerzas intermoleculares, las fuerzas de dispersión son las más débiles. A diferencia de las otras dos, las fuerzas de dispersión existen en todas las moléculas pero en las polares pequeñas son tan débiles que están totalmente opacadas por las fuerzas dipolares y los enlaces de hidrógeno.

Las fuerzas de dispersión son las fuerzas principales que atraen las moléculas no polares entre sí. Las moléculas no polares son aquellas que no tienen separación de carga dentro de las moléculas. Las fuerzas de dispersión también existen en los gases nobles que se pueden licuar.

Si no existe separación de carga dentro de una molécula, ¿cómo se pueden atraer las moléculas entre sí? Se conoce como un dipolo inducido instantáneo, cuando un átomo o molécula produce un dipolo momentáneo o instantáneo en otro átomo. Se puede pensar, que la fuerza de dispersión es una fuerza de atracción débil del núcleo de un átomo (o molécula) por los electrones de otro átomo cuando los dos átomos pasan cerca. La resistencia de estas fuerzas depende principalmente de cuántos electrones estén distribuidos alrededor del átomo y de qué tan unidos se mantengan. En los átomos y en las moléculas con gran número de electrones débilmente atraídos, se encuentran fuerzas de dispersión más fuertes.

Son pequeñas y transitorias fuerzas de atracción entre moléculas no polares. Son más intensas en las moléculas no polares más grandes que en las pequeñas. Son de mayor magnitud en el Br2, que en el I2, que en el F2.

En promedio, la distribución de cargas es simétrica y no hay momento dipolar

Ejemplo: F2, Cl2, Br2, I2

Si dos partículas (átomos o moléculas) están suficientemente cercanas, las fluctuaciones de las nubes electrónicas se pueden influir mutuamente, oscilando en sincronía y creándose una atracción entre las partículas.  

 

 

 

Enlace de Hidrógeno

El enlace de hidrógeno es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar, como el O-H o el N-H, y un átomo electronegativo como O, N o F.

La primera evidencia del enlace de hidrógeno proviene del estudio de los puntos de ebullición de los compuestos. Normalmente, los puntos de ebullición de una serie de compuestos similares formados por elementos del mismo grupo aumentan al incrementar la masa molar. Pero se notaron algunas excepciones en los compuestos de hidrógeno de los elementos de los grupos VA, VIA y VIIA. En cada una de estas series, el compuesto más ligero (NH3, H2O, HF) tiene el punto de ebullición más alto, contrariamente a lo esperado en función de las masas molares. Este estudio y otras observaciones relacionadas condujeron a los químicos a postular la existencia del enlace de hidrógeno.

 

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