Las fuerzas intermoleculares



Introducción.

Fuerzas de van der Waals.

Enlaces por puente de hidrógeno.




Introducción


En el interior de una molécula las uniones entre los átomos que la constituyen son de tipo covalente y, por lo tanto, difícil de separar unos de otros. Sin embargo, entre dos o más moléculas también pueden producirse interacciones.

Estas interacciones de carácter electrostático se conocen, de forma genérica, como "fuerzas intermoleculares" y son las responsables de que cualquier sustancia, incluidos los gases nobles, puedan condensar.

Estas fuerzas se clasifican en dos tipos básicos: Las fuerzas de van der Waals y los enlaces por puente de hidrógeno.

Fuerzas de van der Waals

Existen varios tipos básicos de interacciones de van der Waals. Éstas mantienen unidas a las moléculas, pero su fortaleza es mucho menor que la de los tres tipos principales de enlace.


Fuerzas de orientación o de Keeson (dipolo-dipolo):

Este tipo de interacción aparece solamente entre moléculas polares. Además, son proporcionales a los valores de los momentos dipolares de las moléculas.

Fuerzas dipolo-dipoloEsta interacción se produce por las atracciones electrostáticas que se producen entre la zona cargada negativamente de una molécula y la  positiva de otra, lo que provoca que las moléculas se vayan orientando unas con respecto a otras.

Así, por ejemplo, si las moléculas polares constituyen un gas (por ejemplo SO2, HCl, etc.) y están sometidas a fuerzas de orientación de cierta importancia, este gas será fácilmente licuable. Al disminuir ligeramente la temperatura, decrece la agitación térmica, los dipolos se orientan entre sí, las moléculas se asocian y se produce un estado más condensado (líquido).

Estas fuerzas de orientación influyen en el alejamiento del comportamiento ideal.



Fuerzas de dispersión o de London:

Son fuerzas muy débiles, aunque aumentan con el número de electrones de la molécula.

Todos los gases, incluyendo los gases nobles y las moléculas no polares, son susceptibles de ser licuados. Por ello deben de existir unas fuerzas atractivas entre las moléculas o átomos de estas sustancias, que deben ser muy débiles, puesto que sus puntos de ebullición son muy bajos.

Para visualizar la situación física, se puede considerar un átomo de gas noble. La distribución electrónica alrededor del núcleo positivo es esférica, de manera que no hay momento dipolar neto; pero, como los electrones están en movimiento, puede haber en cualquier instante un desbalance de la distribución electrónica en el átomo. Esto quiere decir que puede autopolarizarse momentáneamente. Este átomo polarizado induce un momento dipolar en el vecino, que a su vez crea el mismo efecto en sus vecinos y el efecto se va propagando por toda la sustancia.

Estos dipolos inducidos causan entonces que los átomos de los gases nobles o las moléculas no polares se atraigan mutuamente. En general, son proporcionales al nº de electrones por molécula, aunque también puede influir la forma de la molécula.



Otras fuerzas de van der Waals:

Otras fuerzas también incluidas en las de van der Waals son:

  • Fuerzas de inducción (dipolo-dipolo inducido). Donde una molécula polar induce un dipolo en otra molécula no polar; originándose, de esta forma, la atracción electrostática. Esta fuerza explica la disolución de algunos gases apolares (Cl2) en disolventes polares.

  • Fuerzas ion-dipolo. En este caso el ion se va rodeando de las moléculas polares. Estas fuerzas son importantes en los procesos de disolución de sales.

Fuerzas ion-dipolo
  • Fuerzas ion-dipolo inducido. Parecida a la anterior, pero el dipolo es previamente inducido por el campo electrostático del ion. Por ejemplo, la existencia de la especie ion triyoduro ( I3- ), se explica en base a la interacción entre el yodo ( I2) y el ion yoduro ( I-).

Enlaces por puente de hidrógeno

Finalmente, en determinados casos, algunas moléculas pueden unirse a otras mediante una unión más débil que los tipos principales de enlace, pero más fuerte que las fuerzas de van der Waals, llamada enlace por puente de hidrógeno. Esta unión aumenta la cohesión entre las moléculas y sólo puede darse en aquellas en las que hay alguno de estos tres tipos de enlace:  F - H ; O - H  y  N - H.
 
Este tipo de fuerza se evidencia cuando se representan los puntos de ebullición de los compuestos que forma el hidrógeno con los elementos de algunos grupos de los no metales.
Gráfica puntos de ebullición

Como se observa en la gráfica, los puntos de ebullición del HF, H2O y NH3 son más altos de lo esperado, según la tendencia observada en las combinaciones del hidrógeno con los elementos de los diversos grupos.


Esto es debido a que, en estos casos, se forman asociaciones moleculares, a causa del enlace por puente de hidrógeno, que es necesario romper para provocar el cambio de estado; por eso, los puntos de fusión y ebullición resultan más elevados.


Fuerzas de este tipo también están presentes en compuestos como alcoholes, azúcares, ácidos orgánicos, etc., y es la causa de las relativamente altas temperaturas de fusión y ebullición de estos compuestos.


Hay que recalcar que las fuerzas por puente de hidrógeno se establecen entre los elementos muy electronegativos indicados (F, O y N) y un hidrógeno de una molécula vecina; y siempre que en ambas moléculas  aparezcan, a su vez, directamente unidos.

Dimerización del ácido acético
Estas fuerzas pueden dar lugar a la formación de dimeros, como puede ocurrir en el caso del ácido acético. En el dibujo se han trazado en rojo los enlaces por puente de hidrógeno:

Puentes de hidrógeno en el agua
Un esquema de como se producen estas fuerzas entre las moléculas de agua se puede ver en la página Intermolecular Forces perteneciente a School of Chemistry © 2006 University of New South Wales, Sydney (Australia)

Los enlaces por puente de hidrógeno son los responsables de la estructura del hielo. Cada molécula de agua se rodea de cuatro construyendo una estructura voluminosa, que hace que el hielo sea menos denso que el agua líquida.