Fuerzas intermoleculares

El carbono y el oxígeno son elementos similares: tienen masas atómicas comparables y ambos forman moléculas con enlaces covalentes. En el mundo natural, encontramos el carbono en forma de diamante o grafito; y el oxígeno, en forma de moléculas de O₂. Sin embargo, el diamante y el oxígeno tienen puntos de fusión y ebullición muy diferentes: mientras que el punto de fusión del oxígeno es de -218,8°C, el diamante no se funde en absoluto en condiciones atmosféricas normales —en cambio, solo sublima a la abrasadora temperatura de 3.700 °C—. ¿A qué se deben estas diferencias en las propiedades físicas? Todo tiene que ver con las fuerzas intermoleculares e intramoleculares. Sigue leyendo el artículo para conocer más sobre esto.

• Este artículo trata sobre las fuerzas intermoleculares.
• Para comenzar, veremos qué son las fuerzas intermoleculares e intramoleculares, así como sus respectivos enlaces.
• A continuación, estudiaremos la polaridad de los enlaces.
• Posteriormente, analizaremos los tipos de fuerzas intermoleculares: fuerzas de van der Waals, fuerzas de London, fuerzas dipolo-dipolo, el dipolo instantáneo, los enlaces de hidrógeno y el ion-dipolo.
• Para terminar, veremos algunos ejemplos de fuerzas intermoleculares.

Para empezar, veremos la definición de fuerzas intermoleculares:

¿Qué son las fuerzas intermoleculares e intramoleculares?

Comparemos la estructura de los compuestos que mencionamos anteriormente:

• El carbono es una estructura covalente gigante. Esto significa que contiene un gran número de átomos que se mantienen unidos en una estructura reticular repetitiva, mediante muchos enlaces covalentes. Los enlaces covalentes son un tipo de fuerza intramolecular.
• En cambio, el oxígeno es una molécula covalente simple. Dos átomos de oxígeno se unen mediante un enlace covalente, pero no hay enlaces covalentes entre las moléculas. En su lugar, solo hay fuerzas intermoleculares débiles.

Por lo anterior, para fundir el diamante, tenemos que romper estos fuertes enlaces covalentes; pero, para fundir el oxígeno, simplemente tenemos que superar las fuerzas intermoleculares. En consecuencia, podemos deducir que romper las fuerzas intermoleculares es mucho más fácil que romper las fuerzas intramoleculares. Exploremos, ahora, las fuerzas intramoleculares e intermoleculares.

Enlaces intramoleculares

Como hemos definido anteriormente, las fuerzas intramoleculares son fuerzas dentro de una molécula, por lo que se conoce como enlace. Como ya sabrás, hay tres tipos de enlace: enlace iónico, metálico y covalente. Estos enlaces son extremadamente fuertes y romperlos requiere mucha energía.

Enlaces intermoleculares

Si conocemos la estructura de un átomo, sabemos que está compuesto por un núcleo positivo y electrones que están en constante movimiento. Por lo tanto, se podría atraer el núcleo de un átomo al electrón de otro átomo para formar fuerzas intermoleculares: fuerzas entre moléculas.

Estas son más débiles que las fuerzas intramoleculares y no requieren tanta energía para romperse. Incluyen las fuerzas de Van der Waals (también conocidas como fuerzas dipolares inducidas, fuerzas de London o fuerzas de dispersión), las fuerzas dipolo-dipolo permanentes y el enlace de hidrógeno. Las exploraremos en un segundo; pero, antes, debemos revisar la polaridad de los enlaces.

Fig. 1 Un diagrama que muestra las fuerzas relativas intramoleculares e intermoleculares.

Polaridad de los enlaces

Como mencionamos, hay tres tipos principales de fuerzas intermoleculares:

• Fuerzas de Van der Waals.
• Fuerzas dipolo-dipolo permanentes.
• Enlace de hidrógeno.

Pero, ¿cómo sabemos cuál experimentará una molécula? Todo depende de la polaridad del enlace. El par de electrones de enlace no siempre está igualmente espaciado entre dos átomos unidos con un enlace covalente (¿tienes en mente lo que dijimos en artículos anteriores acerca de la polaridad?). En cambio, un átomo puede atraer el par con más fuerza que el otro. Esto se debe a las diferencias en las electronegatividades.

Un átomo más electronegativo atraerá hacia sí el par de electrones del enlace; así quedará parcialmente cargado negativamente y dejará al segundo átomo parcialmente cargado positivamente. Entonces, decimos que se ha formado un enlace polar y que la molécula contiene un momento dipolar.

Podemos representar esta polaridad utilizando el símbolo delta, δ, o dibujando una nube de densidad de electrones alrededor del enlace. Por ejemplo, el enlace H-Cl muestra la polaridad, ya que el cloro es mucho más electronegativo que el hidrógeno.

Fig. 2-HCl. El átomo de cloro atrae el enlace de electrones hacia sí mismo, aumentando su densidad de electrones, de modo que se vuelve parcialmente cargado negativamente.

Sin embargo, una molécula con enlaces polares puede no ser polar en general. Si todos los momentos dipolares actúan en direcciones opuestas y se anulan entre sí, la molécula quedará sin dipolo.

Fig. 3- El CO₂ puede contener el enlace polar C=O; pero, es una molécula simétrica, por lo que los dipolos se anulan.

Tipos de fuerzas intermoleculares

Una molécula experimentará diferentes tipos de fuerzas intermoleculares, dependiendo de su polaridad. Exploremos cada una de ellas, por separado.

Fuerzas de Van der Waals

Las fuerzas de Van der Waals, se encuentran en todas las moléculas, incluidas las apolares. Son las atracciones entre moléculas, debido a un dipolo constante o un dipolo instantáneo. Hay 3 tipos de fuerzas de Van der Waals, según el dipolo:

• Fuerzas de London
• Fuerzas dipolo-dipolo
• Fuerzas dipolo - dipolo inducido

Fuerzas de London

Las fuerzas de London son el tipo de fuerza intermolecular más débil. También se conocen como fuerzas de dispersión. Se encuentran en todas las moléculas, incluidas las apolares.

Aunque tendemos a pensar que los electrones están distribuidos uniformemente en una molécula simétrica, en realidad, están en constante movimiento. Este movimiento es aleatorio y hace que los electrones se distribuyan de forma desigual en la molécula.

Si otra molécula se acerca a este dipolo temporal, también se inducirá un dipolo en ella. Por ejemplo, si la segunda molécula se acerca al lado parcialmente positivo de la primera molécula, los electrones de la segunda molécula se verán ligeramente atraídos por el dipolo de la primera molécula y se moverán todos hacia ese lado. Esto crea un dipolo en la segunda molécula, conocido como dipolo inducido. Cuando el dipolo de la primera molécula cambia de dirección, también lo hace el de la segunda. Esto ocurrirá con todas las moléculas de un sistema. Esta atracción entre ellas se conoce como fuerzas de London.

Las fuerzas de London aumentan su fuerza a medida que aumenta el tamaño de la molécula. Esto se debe a que las moléculas más grandes tienen más electrones. Esto crea un dipolo temporal más fuerte.

Fig. 4- Un dipolo temporal en una molécula induce un dipolo en una segunda molécula. Esto se extiende a todas las moléculas de un sistema.

Fuerzas dipolo-dipolo

Como hemos mencionado anteriormente, las fuerzas de dispersión actúan entre todas las moléculas, incluso las que consideraríamos apolares. Sin embargo, las moléculas polares experimentan un tipo adicional de fuerza intermolecular. Las moléculas con momentos dipolares que no se anulan entre sí tienen algo que llamamos un dipolo permanente. Una parte de la molécula está parcialmente cargada negativamente, mientras que otra está parcialmente cargada positivamente. Los dipolos con carga opuesta de las moléculas vecinas se atraen y los dipolos con carga similar se repelen. Estas fuerzas son las fuerzas de Van der Waals más fuertes, ya que los dipolos implicados son mayores. Las llamamos fuerzas dipolo-dipolo permanentes.

Dipolo instantáneo

Por lo tanto, cuando tenemos una molécula polar que tiene un dipolo, es capaz de formar un dipolo instantáneo en un átomo apolar que no tiene dipolo —ya que la carga positiva atrae a los electrones—. Por eso hay una interacción muy débil entre una molécula polar y otra apolar.

Enlace de hidrógeno

Para ilustrar el segundo tipo de fuerza intermolecular, veamos algunos haluros de hidrógeno: El bromuro de hidrógeno, HBr, hierve a -67 °C. Sin embargo, el fluoruro de hidrógeno, HF, no hierve hasta que la temperatura alcanza los 20 °C.

Para hervir una sustancia covalente simple hay que superar las fuerzas intermoleculares entre las moléculas. Sabemos que las fuerzas de Van der Waals aumentan su fuerza, a medida que aumenta el tamaño de la molécula. Como el flúor es un átomo más pequeño que el cloro, cabría esperar que el HF tuviera un punto de ebullición más bajo. Pero, es evidente que esto no es así. Entonces, ¿cuál es la causa de esta anomalía?

Si observamos la siguiente tabla, podemos ver que el flúor tiene un valor de electronegatividad alto en la escala de Pauling.

Tabla 1. Electronegatividad del H, Br y F.

Es mucho más electronegativo que el hidrógeno, por lo que el enlace H-F es muy polar. El hidrógeno es un átomo muy pequeño, por lo que su carga positiva parcial se concentra en un área pequeña. Cuando este hidrógeno se acerca a un átomo de flúor en una molécula adyacente, se ve fuertemente atraído por uno de los pares de electrones solitarios del flúor. A esta fuerza la llamamos enlace de hidrógeno.

Fig. 5- Enlace de hidrógeno entre moléculas de HF. El átomo de hidrógeno parcialmente positivo es atraído por uno de los pares de electrones solitarios del flúor.

No todos los elementos pueden formar enlaces de hidrógeno. De hecho, solo tres pueden hacerlo: el flúor, el oxígeno y el nitrógeno. Para formar un enlace de hidrógeno, se necesita un átomo de hidrógeno unido a un átomo muy electronegativo que tenga un par solitario de electrones, y solo estos tres elementos son lo suficientemente electronegativos.

Las moléculas comunes que sí forman enlaces de hidrógeno son el agua (H₂O), el amoníaco (NH₃) y el fluoruro de hidrógeno (HF). Representamos estos enlaces mediante una línea discontinua, como se muestra a continuación:

Fig. 6- Enlaces de hidrógeno en el agua.

Los enlaces de hidrógeno son mucho más fuertes que las fuerzas dipolo-dipolo permanentes y las fuerzas de dispersión; requieren más energía para ser superados. Volviendo a nuestro ejemplo, ahora sabemos que, por eso, el HF tiene un punto de ebullición mucho más alto que el HBr. Sin embargo, los enlaces de hidrógeno solo son una décima parte de fuertes que los enlaces covalentes. Por eso el carbono se sublima a temperaturas tan altas: se necesita mucha más energía para romper los fuertes enlaces covalentes entre los átomos.

Ion-dipolo

La última fuerza intermolecular que nos queda por ver es la fuerza ion-dipolo. El dipolo, como ya hemos mencionado antes, es la separación de carga. Los iones —que son partículas cargadas positivamente, un catión; o negativamente, un anión— se atrae a la carga opuesta correspondiente en la molécula polar, o forman un dipolo instantáneo.

Ejemplos de fuerzas intermoleculares

Veamos algunas moléculas comunes y predigamos las fuerzas intermoleculares que experimentan:

El monóxido de carbono, CO, es una molécula polar, por lo que tiene fuerzas de Van der Waals dipolo-dipolo permanentes y fuerzas de London entre las moléculas. En cambio, el dióxido de carbono, CO₂, sólo experimenta fuerzas de London; aunque contiene enlaces polares, es una molécula simétrica, por lo que los momentos dipolares se anulan entre sí.

Fig. 7- Polaridad del enlace en el monóxido de carbono, a la izquierda, y en el dióxido de carbono, a la derecha.

El metano, CH₄, y el amoníaco, NH₃, son moléculas de tamaño similar. Por tanto, experimentan fuerzas de Van der Waals de fuerza similar, que también conocemos como fuerzas de dispersión. Sin embargo, el punto de ebullición del amoníaco es mucho mayor que el del metano. Esto se debe a que las moléculas de amoníaco pueden establecer enlaces de hidrógeno entre sí, pero las de metano no. De hecho, el metano ni siquiera tiene fuerzas dipolares permanentes, ya que todos sus enlaces son apolares. Los enlaces de hidrógeno son mucho más fuertes que las fuerzas de Van der Waals, por lo que requieren mucha más energía para superarlos y hacer hervir la sustancia.

Fig. 8- El metano es una molécula apolar. Pero el amoníaco al ser polar experimenta enlaces de hidrógeno enlace de hidrógeno entre las moléculas, que se muestra en la línea discontinua. Observa que todos los enlaces N-H del amoníaco son polares, aunque no se muestran todas las cargas parciales.