Fuerzas Intermoleculares

FUERZAS INTERMOLECULARES:

Las intensidades de las fuerzas intermoleculares de diferentes sustancias varían en gran medida, pero en general son mucho más débiles que los enlaces iónicos o covalentes. Por lo tanto, se requiere menos energía para vaporizar, o evaporar, un líquido o para fundir un sólido, que para romper los enlaces cova­lentes de las moléculas. Por ejemplo, sólo se requieren 16 kj/mol para superar las atracciones intermoleculares entre las moléculas del HC1 líquido y vaporizarlo.

En contraste, la energía requerida para romper el enlace covalente y disociar el HC1 en átomos de H y C1 es de 431 kj/mol. De este modo, cuando una sustancia molecular como el HC1 cambia de sólido a líquido a gas, las moléculas mismas permanecen intactas.

Muchas de las propiedades de los líquidos, incluyendo sus puntos de ebullición, reflejan la intensidad de las fuerzas intermoleculares. Por ejemplo, debido a que las fuerzas entre las moléculas de HC1 son muy débiles, el HC1 hierve a una temperatura muy baja, 85 °C a presión atmosférica. Un líquido hierve cuando se forman burbujas de vapor dentro del líquido. Las moléculas de un líquido deben superar sus fuerzas de atracción para separarse y formar un vapor. Entre más intensas sean las fuerzas de atracción, mayor será la temperatura a la que el líquido hierva. Asimismo, los puntos de fusión de los sólidos aumentan conforme aumentan las intensidades de las fuerzas intermoleculares.

Existen tres tipos de atracciones intermoleculares entre las moléculas neutras: atracciones dipolo-dipolo, fuerzas de dispersión de London y enlaces por puente de hidrógeno. Las dos primeras formas de atracción se conocen en conjunto como fuerzas de van der Waals, en honor a Johannes van der Waals, quien desarrolló la ecuación para predecir la desviación dé los gases del comportamiento ideal. Otro tipo de fuerza de atracción, la fuerza ion-dipolo, es importante en las disoluciones. Todas estas interacciones intermoleculares son de naturaleza electrostática, e involucran atracciones entre especies positivas y negativas. Incluso en su punto más fuerte, estas interacciones son mucho más débiles que los enlaces iónicos o covalentes (<15% de su fuerza).

Fuerzas ion-dipolo

Una fuerza ion-dipolo existe entre un ion y la carga parcial del extremo de una molécula polar. Las moléculas polares son dipolos; tienen un extremo positivo y uno negativo. Por ejemplo, el HC1 es una molécula polar, debido a que las electronegatividades de los átomos de H y de C1 difieren. Los iones positivos son atraídos hacia el extremo negativo de un dipolo, mientras que los iones negativos son atraídos hacia el extremo positivo. La magnitud de la atracción aumenta cuando la carga del ion o la magnitud del momento dipolar aumenta. Las fuerzas ion-dipolo son muy importantes para las disoluciones de sustancias iónicas en líquidos polares, como una disolución de NaCl en agua.

Fuerzas dipolo-dipolo

Las moléculas polares neutras se atraen entre sí cuando el extremo positivo de una molécula se encuentra cerca del extremo negativo de otra. Estas fuerzas dipolo-dipolo son efectivas sólo cuando las moléculas polares se encuentran muy cerca entre sí. Las fuerzas dipolo-dipolo generalmente son más débiles que las fuerzas ion-dipolo. En los líquidos, las moléculas polares tienen libertad de movimiento respecto unas de otras. Las moléculas polares algunas veces tendrán una orientación de atracción (líneas rojas continuas) y otras veces una orientación de repulsión (líneas azules punteadas). Dos moléculas que se atraen entre sí pasan más tiempo cerca una de otra que dos que se repelen. Por lo tanto, el efecto general es una atracción neta. Cuando analizamos varios líquidos, encontramos que en el caso de las moléculas de masa y tamaño aproximadamente iguales, la intensidad de las atracciones intermoleculares aumenta cuando la polaridad aumenta.

Fuerzas de dispersión de London

Las fuerzas dipolo-dipolo existen entre los átomos y moléculas no polares, debido a que las moléculas (y átomos) no polares no tienen un momento dipolar. Sin embargo, existen algunos tipos de interacciones de atracción, ya que los gases no polares como el helio y el argón pueden licuarse. Fritz London, un físico estadounidense alemán, fue el primero en proponer el origen de esta atracción en 1930. London observó que el movimiento de los electrones de un átomo o molécula puede crear un momento dipolar instantáneo, o momentáneo.

Por ejemplo, en una colección de átomos de helio, la distribución promedio de los electrones alrededor de cada núcleo es esféricamente simétrica. Los átomos son no polares y no poseen un momento dipolar permanente. Sin embargo, la distribución instantánea de los electrones puede ser diferente de la distribución promedio. Si pudiéramos congelar el movimiento de los electrones de un átomo de helio en un instante dado, ambos electrones podrían estar en un lado del núcleo. Entonces, en ese instante, el átomo tendría un momento dipolar instantáneo.

Los movimientos de los electrones de un átomo influyen en los movimientos de electrones de sus átomos cercanos. El dipolo temporal de un átomo puede inducir un dipolo temporal similar en un átomo adyacente, ocasionando que los átomos sean atraídos entre sí. Esta interacción de atracción

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