Fuerzas intermoleculares y cambios de fase (estado)

Los estados de agregación de la materia y la teoría cinético-molecular.
De acuerdo a la teoría cinético-molecular de los gases, las moléculas o átomos del gas están
muy separados entre sí, por lo que estas partículas se pueden considera independientes entre
sí. Por lo tanto, se pueden relacionar las propiedades de los gases en la mayoría de las
condiciones mediante la ecuación matemática PV = nRT (que relaciona las 4 variables de un
sistema gaseoso), llamada ecuación de los gases ideales. Sin embargo, el comportamiento de
los sólidos y líquidos es más complejo. En estos estados de agregación de la materia, las
partículas se encuentran más cercanas unas de otras por lo que se manifiestan fuerzas de
atracción y de repulsión entre ellas. No se ha encontrado una ecuación de los líquidos ideales o
de los sólidos ideales.
El aumento de volumen de una sustancia que cambia de líquido a vapor es muy notable. En
contraste, el cambio de volumen de un sólido que cambia líquido (fusión) no hay un cambio de
volumen grande. Esto indica que las partículas que conforman al líquido (átomos o moléculas)
están acomodadas de manera tan cercana como cuando forman la fase sólida.
En la fase gaseosa, los átomos o moléculas que los forman están relativamente lejanos porque
las fuerzas entre las partículas no son suficientemente grandes para vencer su energía cinética
y acercarlas y unirlas entre sí. En cambio, en la fase líquida o sólida las moléculas, iones o
átomos que las forman se oponen a las fuerzas que intenten acercarlos más entre sí. Esto
explica la falta de compresibilidad de los líquidos y los sólidos.
Se sabe que los gases se comprimen fácilmente y que los líquidos y los sólidos son difíciles de
comprimir. Por ejemplo, el agua reduce su volumen un 0.005% al aplicarle una presión de una
atmósfera.
En las fases líquida o sólida las moléculas, iones o átomos se manifiestan fuerzas muy
intensas que juntan a sus partículas constitutivas y limitan sus movimientos. En los compuestos
sólidos iónicos, los iones están unidos por atracciones electrostáticas debido a sus cargas. En
los sólidos y líquidos moleculares, las fuerzas intermoleculares, presentan atracciones
electrostáticas que son más débiles que las que se presentan entre los iones (por cargas
opuestas).
En los compuestos iónicos las fuerzas de atracción entre los iones son del rango de 700 a
1100 kJ/mol. En el enlace covalente la mayoría de las energías son del rango de 100 a 400
kJ/mol. Como regla general, se puede decir que las fuerzas intermoleculares son 15% o menos
de los valores de las energías del enlace covalente.
Las fuerzas intermoleculares influyen en diversas propiedades físicas y químicas de las
sustancias:
- Se relacionan directamente con propiedades como el punto de fusión, punto de
ebullición y con la energía necesaria para vencer las fuerzas de atracción entre las
partículas en los cambios de fase (estados de agregación de las sustancias).
- Son importantes para determinar la solubilidad de gases, líquidos y sólidos en diversos
solventes.
- Son de gran importancia para determinar las estructuras de moléculas biológicas cono
el ADN y las proteínas.
El enlace iónico depende de las fuerzas electrostáticas de atracción entre las cargas de los
iones de carga opuesta. Las fuerzas intermoleculares que atraen una molécula hacia otra son
de tipo electrostático.
Las moléculas pueden formar enlaces polares debido a las diferencias de electronegatividad
(capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia sí) de los átomos que
forman el enlace. Dependiendo de la resultante de la suma algebraica de los enlaces, la
molécula puede ser no polar o polar (que tenga una región con carga positiva y otra con carga
negativa).
Las interacciones entre las moléculas polares producen efectos importantes sobre las
propiedades de los compuestos.
Interacciones entre moléculas con dipolos permanentes.
Las fuerzas intramoleculares, enlaces químicos de una molécula, mantienen enlazados los
átomos de una molécula y mantienen su estructura. Son covalente, covalente coordinado,
iónico y metálico.
Fuerzas intermoleculares, son fuerzas de atracción entre moléculas. Afectan al punto de
ebullición, por ejemplo, para pasar las moléculas del agua líquida a vapor de agua, se
o
requieren 41 kJ/mol. Por eso el punto normal de ebullición del agua es de 100 C.
o
Para que hierva el HCl: Se requiere L + 16 kJ/mol  V. Punto normal de ebullición = – 85 C.
+
-
Para disociar H–Cl. Se requiere H–Cl + 431 kJ/mol  H + Cl .
Ion-dipolo. Se presenta entre un catión o un anión con la carga parcial de una molécula polar.
No se consideran las fuerza de van der Waals. Se aplica la ley de Coulomb.
Al interactuar dos moléculas polares del mismo tipo o de tipo distinto, los extremos con cargas
distintas se atraen. Las interacciones entre moléculas dipolares ocurren por atracción dipolodipolo.
http://www.ehu.es/
Las atracciones dipolo-dipolo influyen en la evaporación de los líquidos y la condensación de
los gases
A medida que las fuerzas de atracción entre las moléculas de un líquido son mayores, se
requiere mayor cantidad de energía para separarlas. Por esto, se espera que los compuestos
polares tengan valores de entalpía (calor absorbido a presión constante) de ebullición más
altos que los compuestos no polares de masa molecular similar.
Atracciones dipolo-dipolo. Fuerzas de atracción entre moléculas polares. Son más débiles
que las fuerzas ion–dipolo. Por su orientación pueden ser de atracción o de repulsión. Las
fuerzas de atracción duran más tiempo que las de repulsión. El efecto neto es de atracción. En
moléculas de masa molecular semejante, la intensidad de la atracción intermolecular aumenta
al aumentar la polaridad. Son de origen electrostático (Ley de Coulomb). Afecta punto de
ebullición, de fusión, tensión superficial y viscosidad, entre otras.
La observación cualitativa de la solubilidad: “semejante disuelve a semejante”. Significa que es
probable que compuestos polares se disuelvan en compuestos polares y que compuestos no
polares se disuelvan en compuestos no polares.
http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/53-fuerzas-intermoleculares
Interacción dipolo-dipolo inducido. Una molécula polar genera un dipolo en una molécula no
polar.
Si un ión o una molécula polar se acercan a un átomo (o molécula no polar) se distorsiona la
nube electrónica por la fuerza que ejerce el ión o la molécula polar, generando una clase de
dipolo llamado dipolo inducido. La atracción entre una molécula polar y el dipolo inducido se
llama interacción dipolo-dipolo inducido.
¿Por qué se disuelve el oxígeno no polar, O2, en óxido de hidrógeno polar, H2O?
Las moléculas polares como el óxido de hidrógeno generan un dipolo en otras moléculas que
no tienen dipolo permanente.
La nube electrónica de la molécula de oxígeno está distribuida simétricamente alrededor de los
dos átomos de oxígeno. Pero en la molécula de óxido de hidrógeno la nube electrónica está
distribuida de manera asimétrica. Al acercarse las dos moléculas, la nube electrónica de la
molécula de oxígeno es modificada por la molécula de óxido de hidrógeno, la hace polar.
Entonces se pueden atraer débilmente y el oxígeno es disuelto por el óxido de hidrógeno
porque hay una interacción dipolo-dipolo inducido. Al proceso de inducción de un dipolo se le
llama polarización, mientras más grande sea la molécula o átomo es más fácil que se pueda
polarizar.
El yodo no polar, I2, se disuelve en etanol polar, CH3-CH2-OH, por interacción de tipo dipolodipolo inducido.
http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/53-fuerzas-intermoleculares
Fuerzas de dispersión de London. (Fritz Wolfgang, Físico germano norteamericano, 7–III–
1900–30–III–1954). En 1930, el He y Ar son no polares pero pueden licuarse. Lo que indica
que las fuerzas dipolo–dipolo también existen entre átomos y moléculas no polares (N2(g), O2(g),
etc.).
London explicó que el movimiento de los electrones de un átomo o molécula puede crear un
momento dipolar instantáneo o momentáneo. El dipolo temporal de un átomo puede inducir un
dipolo temporal en un átomo adyacente provocando que los átomos se atraigan entre sí. A esta
interacción se le llama fuerzas de dispersión (de London). Esta fuerza es significativa sólo
cuando las moléculas están muy próximas.
http://ocw.uc3m.es/ciencia-e-oin/quimica-de-los-materiales/Material-de-clase/
Polarizabilidad o capacidad de polarización. Es la facilidad con que la distribución de
electrones de una molécula se distorsiona (distorsión de la nube electrónica) para generar un
dipolo momentáneo y así será mayor la energía de las fuerzas de dispersión de London. Las
moléculas con mayor capacidad de polarización tienen fuerzas de dispersión más grandes.
En moléculas no polares forman fases condensadas (líquida o sólida) como el yodo, I 2, y el
bromo, Br2, por la interacción dipolo inducido-dipolo inducido o fuerzas de dispersión de
London. Las atracciones y repulsiones momentáneas entre núcleos y electrones de moléculas
vecinas generan dipolos inducidos y producen la estabilización neta del sistema (estado de
menor energía) debido a las fuerzas de atracción.
Cuando dos átomos o dos moléculas no polares se aproximan entre sí, como resultado de las
atracciones y repulsiones entre los electrones o núcleos producen distorsiones de sus nubes
electrónicas, lo que genera o induce momentáneamente dipolos en los átomos o moléculas
vecinas y estos dipolos inducidos producen la atracción intermolecular. Así, en líquidos y
sólidos constituidos por moléculas no polares se produce la fuerza intermolecular de atracción,
que es una fuerza dipolo inducido-dipolo inducido llamada fuerzas de dispersión de London.
En general, las moléculas más grandes tienen mayor capacidad de polarización porque sus
electrones están más alejados de los núcleos. Por lo que, la energía de las fuerzas de
dispersión de London tiende a aumentar con el incremento en el tamaño molecular.
Como el tamaño y el peso moleculares son directamente proporcionales, las fuerzas de
dispersión tienden a aumentar cuando el peso molecular aumenta.
También influyen en las fuerzas de dispersión la estructura molecular, ejemplo, los isómeros.
Las fuerzas de dispersión existen entre todas las moléculas sean polares o no polares.
En general, las fuerzas de dispersión tienden a aumentar su intensidad a mediad que aumenta
el tamaño atómico o la masa molecular, debido a que tienen un mayor número de electrones y
éstos se encuentran más lejos de los núcleos.
Enlace por puente de hidrógeno. Se forma entre un átomo de hidrógeno de un enlace polar
enlazado a un par de electrones no enlazantes de un átomo pequeño electronegativo cercano
(F, O, N) de otra molécula. H–F----H–F----H–F; (HF). Se presenta entre moléculas de
compuestos que tienen enlaces O–H, N–H y H–F.
Los enlaces por puente de hidrógeno se consideran atracciones dipolo–dipolo especiales. Sus
energías varían entre 5 y 25 kJ/mol, aunque hay casos que se acercan a los 100 kJ/mol.
Tienen importancia biológica porque contribuyen a estabilizar las estructuras de las proteínas,
del ácido desoxirribonuecleico, ADN (transmite la información genética).
Los puentes de hidrógeno afectan a la densidad del agua líquida y sólida. Densidad del hielo a
o
0 C = 0.97 g/mL. Densidad del agua líquida a = = 1 g/mL.
La menor densidad del agua sólida que la del agua líquida se debe a las interacciones por los
enlaces por puente de hidrógeno entre las moléculas H2O. En el agua sólida las moléculas H2O
adoptan una estructura abierta y ordenada donde cada molécula de H 2O forma puentes de
hidrógeno con otras cuatro moléculas de H 2O.
http://www.100ciaquimica.net/temas/tema4/punto3h.htm
El hidrógeno de una molécula de H2O puede formar un puente de hidrógeno con un par de
electrones solitario de un átomo de oxígeno de una molécula H2O vecina. Cada átomo de
oxígeno puede formar dos puentes de hidrógeno con hidrógenos de dos moléculas vecinas
porque tiene dos pares de electrones solitarios. Por esto, en el óxido de hidrógeno en fase
líquida se enlazan cuatro moléculas mediante puentes de hidrógeno formando una estructura
tetraédrica.
En el óxido de hidrógeno (H2O) en fase sólida se enlazan seis moléculas mediante puentes de
hidrógeno formando una estructura hexagonal, que se repite en la red cristalina.
La longitud de enlace de los puentes de hidrógeno es mayor que la longitud de enlace en un
enlace covalente.
En una gráfica de puntos de ebullición normal de algunos compuestos hidrogenados simples,
se observa el efecto de los puentes de hidrógeno que incrementan notablemente los puntos de
ebullición de compuestos como el H2O, HF y NH3. Las energías de los puentes de hidrógeno se
encuentran en un rango de 20 a 30 kJ/mol.
Masas moleculares, momentos dipolares y puntos de ebullición normales de
compuestos orgánicos sencillos.
Compuesto
Masa molécula Momento dipolar,  Punto de ebullición
(uma)
normal (K)
(D)
Propano, CH3–CH2–CH3
44
0.1
231
Éter dimetílico, CH3–O–CH3
46
1.3
249
Cloruro de metilo, CH3–Cl
50
2.0
249
Acetaldehído, CH3–CHO
44
2.7
293
Acetonitrilo, CH3–CN
41
3.9
355
El ácido acético sólido presenta puentes de hidrógeno entre el hidrógeno y el oxígeno de su
grupo ácido, CH3-C=O–OH + HO–O=C-CH3. El ácido acético sólido es más denso que el ácido
acético líquido.
En general, la relación de la intensidad de las fuerzas intermoleculares es: Dipolo-dipolo =
puente de hidrógeno > dipolo-dipolo inducido > dipolo inducido- dipolo inducido.
http://www.ehu.es/biomoleculas/moleculas/fuerzas.htm
Bibliografía.
- Brown-LeMay-Bursten-Murphy. (2009). Química. La Ciencia Central. Decimoprimera Edición.
Pearson Educación. México. 1240 páginas.
- Chang Raymond. (2000). Química. Mc Graw Hill. México.
- Kotz John C., Treichel Paul M. Jr., Weaver Gabriela C. (2005). Química y reactividad química.
International Thomson Editores. México.
- Petrucci-Harwood-Herring. (2003). Química General. Prentice Hall (Pearson Educación S.A.).
España.
- Redmore Fred H. (1981). Fundamentos de Química. Editorial Prentice-Hall Hispanoamericana.
México.
- Whitten-Davis-Peck-Stanley. (2011). Química General. Octava Edición. Cengage Learning.
México.
Elaborada por: Ramón Tamayo Ortega.
Agosto 2013.