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UNIDAD DIDÁCTICA 3: EL ENLACE QUÍMICO (2ª PARTE)
APARTADO 17 - FUERZAS INTERMOLECULARES
QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA
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QUÍMICA. 2º DE BACHILLERATO
PROFESOR: CARLOS MARTÍN ARTEAGA
UNIDAD DIDÁCTICA 3
EL ENLACE QUÍMICO
PARTE 2: EL ENLACE COVALENTE
17.- FUERZAS INTERMOLECULARES
ESTUDIA / APRENDE
Los dos tipos de fuerzas que pueden aparecer entre las moléculas
de las sustancias
covalentes: fuerzas de Van der Waals y enlaces de hidrógeno.
Los tres casos en los que se dan fuerzas de Van der Waals entre
las moléculas: fuerzas dipolo
permanente – dipolo permanente, fuerzas dipolo instantáneo –
dipolo inducido y fuerzas
dipolo permanente – dipolo inducido.
A distinguir entre fuerzas intramoleculares y fuerzas
intermoleculares.
Cómo influyen las fuerzas intermoleculares en el estado de
agregación de una sustancia.
En qué consisten y porqué se forman los dipolos temporales o
instantáneos.
La especial importancia de los enlaces de hidrógeno en el estado
de agregación de las
sustancias que los poseen y en concreto en el agua.
Acabamos de estudiar que las partículas características de las
sustancias covalentes son las moléculas.
Por tanto, para que una sustancia covalente sea gas, líquida o
sólida en condiciones normales va a depender de cómo sean las
fuerzas de atracción que puedan existir entre dichas moléculas
(FUERZAS INTERMOLECULARES)
Si la sustancia es gas significa que no existen fuerzas de
atracción, o bien que éstas son muy pequeñas; si es líquida es
debido a que la fuerzas de atracción tienen un valor mayor y si es
sólida la magnitud de estas fuerzas se hace aún más grande.
Como hemos indicado en anteriores unidades didácticas, estas
fuerzas de atracción tienen que ser fuerzas de tipo electrostático:
es decir atracción entre cargas eléctricas de distinto signo. Para
que este tipo de fuerzas exista entre las moléculas (fuerzas
intermoleculares) es necesario que en cada molécula exista una zona
en la que se acumula carga negativa y otra en la que, por tanto, se
acumule carga positiva. Esto haría que la zona de un signo
eléctrico de una molécula atraiga a la zona con signo distinto de
otra molécula y así sucesivamente.
Se ha comprobado que en muchas ocasiones las moléculas de las
sustancias covalentes se atraen entre sí lo que puede hacer que
dicha sustancia se encuentre en estado líquido e incluso sólido.
Existen dos tipos de fuerzas entre moléculas o FUERZAS
INTERMOLECULARES: las fuerzas de Van der Waals y los enlaces de
hidrógeno (también llamados “puentes de hidrógeno”).
FUERZAS DE VAN DER WAALS
Las fuerzas de Van der Waals son fuerzas que aparecen entre
moléculas, bien cuando las moléculas son polares (fuerzas dipolo
permanente – dipolo permanente y fuerzas dipolo permanente – dipolo
inducido) o cuando son apolares (fuerzas dipolo inducido – dipolo
inducido o fuerzas de dispersión de London).
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FUERZAS DIPOLO PERMANENTE – DIPOLO PERMANENTE (FUERZAS DE
KEESOM)
Cuando un compuesto covalente está formado por moléculas
polares, los polos positivos de una molécula ejercen una atracción
sobre los negativos de una molécula distinta y viceversa, es decir
aparecen fuerzas de atracción eléctricas entre las moléculas
(fuerzas de atracción dipolo-dipolo).
Esto explica la atracción que existe entre las moléculas de
algunos compuestos covalentes que hace que estos compuestos sean
sólidos o líquidos en condiciones normales de presión y
temperatura. Cuando en estos compuestos se alcanza la temperatura
de ebullición estas atracciones entre las moléculas son vencidas
por la energía cinética que van adquiriendo las moléculas lo que
explica que la sustancia se convierta en gas (recuerda que decir
aumento de temperatura es lo mismo que decir aumento de la energía
cinética de las partículas).
Las fuerzas de atracción entre las moléculas polares no son tan
grandes como las fuerzas de atracción entre los iones de los
compuestos iónicos, pero suficientes como para explicar muchísimos
fenómenos y propiedades de estas sustancias.
No hay que confundir las fuerzas intermoleculares con las
fuerzas intramoleculares debidas a los enlaces covalentes entre los
átomos. Los enlaces covalentes son muchísimo más fuerte que las
fuerzas de atracción entre moléculas (fuerzas intermoleculares), y
cuando, mediante la temperatura, se consigue que se separen unas
moléculas de otras y convertir una sustancia covalente líquida en
gas los enlaces covalentes siguen
existiendo, es decir las moléculas no se rompen. Si, debido a la
temperatura, se rompen enlaces covalentes, la sustancia dejaría de
existir y los átomos separados formarían otros enlaces: se estaría
produciendo una reacción química tal y como veremos en la siguiente
unidad didáctica.
En la imagen vemos cómo las moléculas polares se atraen entre sí
debido a las atracciones (en rojo) entre sus dipolos (fuerzas
intermoleculares).
FUERZAS DIPOLO INSTANTÁNEO – DIPOLO INDUCIDO (FUERZAS DE
DISPERSIÓN DE LONDON)
En algunas ocasiones en las moléculas apolares que poseen una
gran cantidad de electrones, al moverse éstos, es fácil que en
algún momento estén distribuidos de una forma irregular, es decir,
que en una parte de la molécula haya un mayor número de electrones
que en la otra. Esto ocurre sólo por unos instantes, pero lo
suficiente para que se vayan formando dipolos que cambian
constantemente de lugar, o sea, que estos dipolos de corta duración
están constantemente apareciendo en la molécula localizados cada
vez en lugares distintos según se vayan moviendo los electrones. A
estos dipolos los llamamos DIPOLOS TEMPORALES o INSTANTÁNEOS. Estos
dipolos actúan a su vez sobre las moléculas colindantes produciendo
en éstas dipolos inducidos como se muestra en la figura. La
intensidad de los dipolos es lo suficientemente apreciable como
para que se produzcan atracciones entre las moléculas del
compuesto.
Un ejemplo de la aparición o no de estos dipolos temporales
apreciables debido al número de electrones que tenga la molécula lo
encontramos en las moléculas de los halógenos.
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Así el flúor (F2) y el cloro (Cl2) que tienen pocos electrones
en su molécula son gases debido a que no hay atracciones entre
dichas moléculas. La molécula de bromo (Br2) tiene un mayor número
de electrones lo que hace que aparezcan dipolos temporales y
dipolos inducidos suficientemente apreciables que explica que el
bromo sea líquido en condiciones normales. Aún mayor es el número
de electrones que tiene la molécula de yodo (I2), los dipolos
temporales e inducidos serán más fuertes y así el yodo se encuentra
en estado sólido.
FUERZAS DIPOLO PERMANENTE – DIPOLO INDUCIDO (FUERZAS DE
DEBYE)
A veces cuando en una mezcla hay moléculas polares y moléculas
apolares en una mezcla pueden aparecer fuerzas intermoleculares
debido a que las moléculas polares inducen dipolos en las moléculas
apolares. A estas fuerzas dipolo permanente – dipolo inducido se
las llama fuerzas de Debye. Esta interacción tiene su importancia
en las disoluciones de sustancias polares en disolventes
apolares.
En la figura observamos cómo una molécula polar (dipolo), al
estar próxima a otra no polar induce en esta un dipolo transitorio,
produciendo una fuerza de atracción intermolecular débil llamada
dipolo – dipolo inducido.
Un ejemplo lo vemos en las fuerzas que aparecen entre las
moléculas de agua y las de oxígeno que permite al oxígeno
disolverse levemente en el agua: en la molécula de oxígeno aparece
un dipolo inducido producido por la acción del dipolo permanente de
la molécula de agua como vemos en la figura. Esto origina las
fuerzas de atracción entre ambas moléculas.
ENLACE DE HIDRÓGENO
Además de las fuerzas de Van der Waals y de las fuerzas de
dispersión de London existe un caso muy particular de atracción
entre moléculas, es el llamado "ENLACE DE HIDRÓGENO” o “ENLACE POR
PUENTE DE HIDRÓGENO":
Los enlaces de hidrógeno o puentes de hidrógeno se dan cuando el
hidrógeno se une a un elemento fuertemente electronegativo y de
pequeño tamaño como el flúor, el oxígeno o el nitrógeno. En estos
casos el par de electrones del enlace es muy atraído por los átomos
de flúor, oxígeno o nitrógeno debido a la diferencia de
electronegatividad entre estos elementos y el hidrógeno, siendo la
carga positiva sobre el hidrógeno bastante grande y la negativa
sobre el otro átomo también, con lo que pueden acercarse mucho al
átomo de hidrógeno aumentando así el momento dipolar y la fuerza de
la atracción. Los puentes de hidrógeno son también, por tanto,
fuerzas de atracción entre dipolos permanentes: fuerzas
particularmente grandes que solo se dan entre un átomo de hidrógeno
con uno de flúor, de oxígeno o de nitrógeno y que son las mayores
de las fuerzas intermoleculares.
Un claro ejemplo de atracción entre moléculas por enlaces o
puentes de hidrógeno lo podemos observar en las moléculas del agua.
Estas atracciones hacen que ésta sea líquida a temperaturas
habituales.
También existen enlaces de este tipo en compuestos orgánicos
tales como alcoholes, fenoles, ácidos, aminas y amidas.
Hay ocasiones en que en grandes moléculas orgánicas los enlaces
por puente de hidrógeno se forman incluso dentro de una misma
molécula. Son los responsables de la estructura en hélice de las
proteínas y de la unión de las dos cadenas del ADN formando la
doble hélice característica.
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IMPORTANTE (¡OTRA VEZ!): Los enlaces covalentes son enlaces en
general muy fuertes; si se rompen estos enlaces se producen
reacciones químicas: se formarían nuevas sustancias pues las
moléculas características de las sustancias covalentes habrían
quedado rotas. Sin embargo las fuerzas intermoleculares son fuerzas
débiles, lo que permite con cierta facilidad (en unos casos más que
en otros) separar unas moléculas de otras.
ACTIVIDADES RESUELTAS:
Teniendo en cuenta los valores de la siguiente tabla
Masa molecular Tª de ebullición (0C) Energía de enlace
(kcal/mol)
N2 28 –196 N–N: 225
CCl4 154 77 C–Cl:80
¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas?
a) Las fuerzas de dispersión de London entre las moléculas de N2
son muy débiles.
b) Las fuerzas intermoleculares en el CCI4 son del tipo
dipolo-dipolo y por tanto más fuertes que las que actúan en el
N2.
c) Las fuerzas de dispersión de London crecen con la masa
molecular.
d) Las fuerzas intermoleculares no están relacionadas con las
energías de enlace.
a) Cierto. Debido a ello, su temperatura de ebullición es muy
baja (es un gas a temperatura ambiente).
b) Falso. La molécula CCI4 no es polar porque el carbono se
encuentra en el centro de un tetraedro y los cuatro momentos
dipolares se anulan. Las fuerzas que se producen entre las
moléculas de tetracloruro de carbono para tener ese punto de
ebullición tan alto en comparación con el nitrógeno tienen que ser,
por tanto, fuerzas dipolo instantáneo – dipolo inducido (fuerzas de
dispersión de London).
c) Cierto. Por ejemplo, el tetracloruro de carbono tiene mayor
masa molecular que el nitrógeno y su temperatura de ebullición es
más alta. De hecho es líquido a temperatura ambiente mientras que
el nitrógeno es gaseoso.
d) Cierto. Su relación es con los momentos dipolares y la masa
molecular. Los enlaces son fuerzas intramoleculares.
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¿En cuáles de las siguientes sustancias existen uniones por
enlaces de hidrógeno?
a) Amoniaco b) Sílice c) Ácido fluorhídrico d) Hidrógeno
Para que exista enlace de hidrógeno entre moléculas, en cada
molécula el hidrógeno debe estar unido a un átomo pequeño de tamaño
y muy electronegativo. Esto se cumple en los casos a) ya que es el
nitrógeno el elemento que está unido al hidrógeno y c) pues el
flúor es el elemento que está unido al hidrógeno.
¿Por qué el agua es un líquido en condiciones normales y el
sulfuro de hidrógeno es un gas?
En el agua se dan las dos condiciones para que se formen enlaces
de hidrógeno entre sus moléculas: la diferencia de
electronegatividad entre el H y el O es lo suficientemente grande y
el O es un átomo pequeño. Se forman, por tanto, enlaces de
hidrógeno entre las moléculas de agua, que son fuerzas
intermoleculares especialmente fuertes que hacen que la temperatura
de ebullición del agua sea anormalmente alta. En el sulfuro de
hidrógeno no se producen los puentes de hidrógeno y las fuerzas
intermoleculares son más pequeñas lo que hace que su temperatura de
ebullición sea mucho más baja.
¿Por qué el punto de fusión del amoniaco es mayor que el del
arsano, que tiene una mayor masa molecular?
Porque en el NH3 existen enlaces de hidrógeno entre sus
moléculas y, aunque la masa molecular del AsH3 es mayor que la del
NH3, las fuerzas de Van der Waals del AsH3 son más débiles que los
enlaces de hidrógeno.
Explica la razón de los siguientes hechos:
a) La temperatura de fusión del I2 es mayor que la del F2.
b) La temperatura de ebullición del HF es más elevada que la del
F2.
c) El CO tiene la temperatura de ebullición más alta que la del
N2, aunque ambos tienen la misma masa molecular.
a) La temperatura de fusión del I2 es + 113ºC y la del F2 es
–223ºC. Como en ambos casos se trata de moléculas díatómicas
apolares con enlaces covalentes sencillos, la diferencia entre
ambas temperaturas de fusión se debe a las masas moleculares: 254 u
para el I2 y 38 u y para el F2. Esto hace que en el yodo aparezcan
dipolos temporales (pequeño tamaño, elevada masa molecular y, por
tanto, también muchos electrones) que no aparecen en una molécula
pequeña como es el caso del flúor. Es un caso típico de fuerzas de
dispersión de London.
b) La temperatura de ebullición del F2 es –187ºC y la del HF
+19ºC y aunque la masa molecular del HF es menor que la del F2 (20
u frente a 38 u), la diferencia de temperaturas es porque el HF es
un compuesto covalente polar, que forma enlaces por puentes de
hidrógeno, y el F2 no.
c) La masa molecular del CO es 28 u y su temperatura de
ebullición –192ºC, mientras que la masa molecular del N2 es también
28 u y su temperatura de ebullición –196ºC. Esta pequeña diferencia
de temperaturas se debe únicamente a que el CO es covalente polar,
mientras que el N2 es covalente apolar y en el CO las fuerzas
intermoleculares (entre dipolos permanentes) son mayores que en el
N2 (fuerzas de dispersión de London de valor muy pequeño
también)
La molécula de monóxido de carbono (CO) decimos que es polar
¿Por qué? Sin embargo el monóxido de carbono es gas a temperatura
ambiente ¿Por qué crees que es así?
La molécula de CO está formada únicamente por dos átomos, uno de
carbono y otro de oxígeno. Teniendo en cuenta que el oxígeno es más
electronegativo que el carbono, en la molécula se forma una
asimétrica distribución de los electrones compartidos, estando
estos más cercanos al oxígeno que al carbono formando así un
dipolo. Sin embargo la fuerza de atracción entre las moléculas que
supone la existencia de un dipolo no es en este caso
suficientemente grande como para formar un líquido a temperatura
ambiente, por lo que las moléculas se mueven con libertad siendo el
monóxido de carbono un gas.
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¿Por qué es apolar la molécula de bromo (Br2)? ¿Por qué es
líquido el bromo siendo su molécula apolar?
La molécula de bromo está formada por dos átomos exactamente
iguales (por tanto misma electronegatividad) por lo que es una
molécula apolar.
Sin embargo en la molécula de bromo hay bastantes electrones,
los cuales se están moviendo de forma continua en sus orbitales lo
que hace que en algún momento estén distribuidos de una forma
irregular, es decir, que en una parte de la molécula haya un mayor
número de electrones que en la otra. Esto ocurre sólo por unos
instantes, pero lo suficiente para que se vayan formando dipolos
que cambian constantemente de lugar, o sea, que estos dipolos de
corta duración están constantemente apareciendo en la molécula
localizados cada vez en lugares distintos según se vayan moviendo
los electrones. A estos dipolos los llamamos DIPOLOS TEMPORALES o
INSTANTÁNEOS y actúan a su vez sobre las moléculas colindantes
produciendo en éstas dipolos inducidos. Estos dipolos son lo
suficientemente apreciables como para que se produzcan atracciones
entre las moléculas del compuesto. A estas fuerzas de atracción
dipolo instantáneo – dipolo inducido se las llama fuerzas de
dispersión de London y entre las moléculas de bromo son lo
suficientemente fuertes como para que el bromo sea líquido a
temperatura ambiente.
CONTESTA Y REPASA
¿Qué tipo de fuerzas son las fuerzas de Van der Waals.
¿Por qué las fuerzas entre moléculas en las que existen enlaces
covalentes del hidrógeno con el oxígeno, el nitrógeno o el flúor
son mayores? ¿Qué consecuencias tiene esto para el estado de
agregación de estos compuestos?
¿Por qué el cloro es gas, el bromo líquido y el yodo sólido en
condiciones normales?
Explica por qué el agua es líquida a temperatura ambiente.
El tetracloruro de carbono es un compuesto químico sintético
que, en condiciones normales, se encuentra en estado líquido.
Explica qué fuerzas se producen entre sus moléculas para
encontrarse en ese estado de agregación.
El yodo es bastante soluble en cloroformo (Cl3CH). Explica que
tipo de fuerzas existen entre sus moléculas para que exista esta
solubilidad.
Indica si la siguiente afirmación es verdadera o falsa y explica
tu respuesta: “El etanol se mezcla con el agua en cualquier
proporción debido a que se establecen enlaces de hidrógeno entre
las moléculas de ambas sustancias al mezclarlas”.