11.3:
Fuerzas Intermoleculares
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Fuerzas Intermoleculares
Los átomos y las moléculas interactúan a través de enlaces (o fuerzas): Intramoleculares e intermoleculares. Las fuerzas son electrostáticas a medida que surgen de interacciones (atractivas o repulsivas) entre especies cargadas (cargas permanentes, parciales o temporales) y existen con diversas fuerzas entre iones, moléculas polares, no polares y neutrales. Los diferentes tipos de fuerzas intermoleculares son iones–dipolo, dipolo–dipolo, puentes de hidrógeno y dispersión; entre estas, las fuerzas dipolo– dipolo, puentes de hidrógeno y fuerzas de dispersión existen entre átomos y moléculas neutras y se conocen colectivamente como fuerzas van der Waals.
Fuerzas dipolo–dipolo
Las moléculas polares tienen una carga positiva parcial en un extremo y una carga negativa parcial en el otro extremo de la molécula, una separación de carga llamada dipolo. En una molécula polar como el HCl, el átomo de Cl más electronegativo lleva la carga negativa parcial, mientras que el átomo de H menos electronegativo lleva la carga positiva parcial. Una fuerza de atracción entre las moléculas de HCl resulta de la atracción entre el extremo positivo de una molécula de HCl y el extremo negativo de otra. Esta fuerza de atracción se llama una atracción dipolo– dipolo: La fuerza electrostática entre el extremo parcialmente positivo de una molécula polar y el extremo parcialmente negativo de otra.
Fuerzas de dispersión
Una de las tres fuerzas van der Waals está presente en todas las fases condensadas, independientemente de la naturaleza de los átomos o moléculas que componen la sustancia. Esta fuerza de atracción se llama fuerza de dispersión de London en honor del físico estadounidense nacido en Alemania Fritz London, quien, en 1928, la explicó por primera vez. A esta fuerza se la conoce a menudo simplemente como fuerza de dispersión. Debido a que los electrones de un átomo o molécula están en movimiento constante (o, alternativamente, su ubicación está sujeta a la variabilidad mecánico cuántica), en cualquier momento, un átomo o molécula puede desarrollar un dipolo temporal e instantáneo si sus electrones se distribuyen asimétricamente. La presencia de este dipolo puede, a su vez, distorsionar los electrones de un átomo o molécula vecino, produciendo un dipolo inducido. Estos dos dipolos temporales que fluctúan rápidamente resultan así en una atracción electrostática relativamente débil entre la especie&8212;una así llamada fuerza de dispersión.
Las fuerzas de dispersión que se desarrollan entre átomos en diferentes moléculas pueden atraer las dos moléculas entre sí. Las fuerzas son relativamente débiles y, sin embargo, se vuelven significativas sólo cuando las moléculas están muy cerca. Los átomos y moléculas más grandes y pesados exhiben fuerzas de dispersión más fuertes que los átomos y moléculas más pequeños y ligeros. El F2 y el Cl2 son gases a temperatura ambiente (reflejando fuerzas de atracción más débiles); el Br2 es un líquido y el I2 es un sólido (reflejando fuerzas de atracción más fuertes).
Puentes de hidrógeno
El fluoruro de nitrosíl (ONF, masa molecular 49 uma) es un gas a temperatura ambiente, mientras que el agua (H2O, masa molecular 18 uma) es un líquido, aunque tiene una masa molecular más baja. Ambas moléculas tienen aproximadamente la misma forma, y la ONF es la molécula más pesada y más grande. Por lo tanto, se espera que experimente fuerzas de dispersión más significativas. Además, esta diferencia en los puntos de ebullición no puede ser el resultado de diferencias en los momentos dipolo de las moléculas. Ambas moléculas son polares y presentan momentos dipolo comparables. La gran diferencia entre los puntos de ebullición se debe a una atracción dipolo–dipolo particularmente fuerte que puede ocurrir cuando una molécula contiene un átomo de hidrógeno unido a un átomo de flúor, oxígeno o nitrógeno (los tres elementos más electronegativos). La gran diferencia en la electronegatividad entre el átomo H (2,1) y el átomo al que está unido (4,0 para un átomo de F, 3,5 para un átomo de O, o 3,0 para un átomo de N), combinado con el tamaño muy pequeño de un átomo de H y los tamaños relativamente pequeños de los átomos de F, O o N, conduce a cargas parciales altamente concentradas con estos átomos. Las moléculas con F-H, O-H o N-H son muy atraídas a las mismas mitades en moléculas cercanas, un tipo particularmente fuerte de atracción dipolo–dipolo llamado puente de hidrógeno. Ejemplos de puentes de hidrógeno incluyen HF⋯HF, H2O⋯HOH y H3N⋯HNH2, en los que los puentes de hidrógeno se denotan por puntos.
Fuerzas ion–dipolo
Una fuerza ion–dipolo es la atracción electrostática entre un ión y un dipolo. Estas fuerzas son comunes en las soluciones y juegan un papel importante en la disolución de compuestos iónicos en el agua.
Cuando un compuesto iónico como el KCl es agregado a un solvente polar como el agua, los iones en el sólido se separan y dispersan uniformemente. Las fuerzas ion–dipolo atraen el extremo positivo (hidrógeno) de las moléculas de agua polar a los iones de cloruro negativos en la superficie del sólido, y atraen los extremos negativos (oxígeno) a los iones de potasio positivos. Las moléculas de agua rodean los iones individuales K+ y Cl−, reduciendo las fuertes fuerzas interiónicas que unen los iones (en un sólido) y permitiéndoles moverse en solución como iones solvatados. Superar la atracción electrostática permite el movimiento independiente de cada ión hidratado en una solución diluida a medida que los iones pasan de posiciones fijas en el compuesto no disuelto a iones ampliamente dispersados y solvatados en solución.
La fuerza de las interacciones ion–dipolo es directamente proporcional a i) la carga sobre el ion y ii) la magnitud del dipolo de las moléculas polares.
Este texto es adaptado deOpenstax, Química 2e, Capítulo 10: Líquidos y sólidos.