5.5 FUERZAS INTERMOLECULARES

Interacciones dipolo-dipolo y dipolos inducidos

En temas anteriores hemos analizado los tres tipos de enlaces químicos que mantienen unidos a los átomos. Sin embargo, además de estos enlaces existe otro tipo de fuerzas que provoca una atracción entre moléculas conocidas como fuerzas intermoleculares. Este tipo de fuerzas es mucho más débil que un enlace químico debido a que no comparte electrones, pero contribuye a determinar las propiedades físicas de las sustancias moleculares.

Fue el científico holandés Johannes Vander Waals quien, a finales del siglo XIX, con base en sus investigaciones sobre la licuefacción de los gases, propuso la existencia e importancia de estas fuerzas para determinar las propiedades físicas de las sustancias moleculares; por esta razón, al conjunto de fuerzas intermoleculares se les conoce también como fuerzas de Vander Waals.  Algunas de ellas son: atracción dipolo-dipolo, atracción dipolos inducidos y puentes de hidrógeno.

Atracción dipolo-dipolo. Este tipo de atracción se presenta entre dos moléculas polares. Un ejemplo es el cloruro de hidrógeno (HCI), en cuya molécula el par de electrones del enlace está ligeramente desplazado hacia el átomo de cloro que es más electronegativo que el átomo de hidrógeno. Debido a esto la molécula presenta dos centros individuales con cargas parciales positiva y negativa, es decir, un dipolo.

  Cuando las moléculas que son polares se aproximan lo suficiente, el extremo positivo de una de ellas atrae al extremo negativo de otra. Las fuerzas dipolares pueden existir en toda la estructura de un líquido o un sólido. En un líquido las moléculas están muy cercanas entre sí y se atraen por fuerzas intermoleculares.

Atracción dipolos inducidos. Generalmente se da en moléculas no polares. La atracción en este tipo de moléculas se presenta a través de la formación de dipolos inducidos en moléculas adyacentes.

  Los átomos de gases nobles, las moléculas de gases diatómicos como el H₂, O₂, N_2, y el Cl₂, y las moléculas de hidrocarburos no polares como el metano (CH₄) y el etano (C₂H₆) tienen dipolos instantáneos. Estas fuerzas intermoleculares permiten que bajo ciertas condiciones de presión y temperatura, los gases se licuen, es decir, pasen al estado líquido.

Puente de hidrógeno en la molécula del agua.

  Un ejemplo común de sustancia que presenta interacción molecular por puente de hidrógeno es el agua. En el agua los puentes de hidrógeno son especialmente fuertes y son, en parte, responsables de las propiedades físicas de esta sustancia, tales como sus puntos de ebullición y de fusión, además de la diferencia de densidad entre el agua sólida (hielo) y el agua líquida.

  Todos hemos observado que al dejar caer un cubo de hielo en un vaso con agua, el hielo flota. ¿Por qué ocurre esto? Porque la densidad del hielo (0.917 g/ml) es menor que la del agua líquida (1.000 g/ml); pero, ¿a qué se debe esta diferencia?

  En el hielo, la atracción por puente de hidrógeno obliga a las moléculas a orientarse de tal manera que se generan espacios vacíos, disminuyendo así su densidad. Esto no sucede en el agua líquida, pues en ella las moléculas se encuentran más cercanas y el movimiento que tienen no les permite que se generen los espacios que se forman en el hielo.

  La menor densidad del hielo respecto al agua líquida tiene ventajas para la vida. Por ejemplo, evita que durante el invierno se congele completamente el agua de los ríos y lagos, ya que la capa de hielo que se forma en la superficie funciona como aislante y con ellos pueden seguir viviendo los animales y las plantas que en ellos habitan.

Otros compuestos que presentan puentes de hidrógeno

  Cualquier molécula que tenga enlaces O-H tiene la capacidad de formar puentes de hidrógeno. Por ejemplo, los alcoholes son compuestos orgánicos que también presentan atracción por puentes de hidrogeno. Las moléculas biológicas como las proteínas, los ácidos nucleicos y los carbohidratos tienen la capacidad de formar puentes de hidrógeno debido a la presencia en su estructura de enlaces O-H.

  Los puntos de ebullición son elevados en los compuestos: H₂O, HF y NH₃, que forman puentes de hidrógeno, comparados con compuestos similares de los elementos de su mismo grupo en la tabla periódica. Los puentes de hidrógeno en estas moléculas explican el porqué de sus altos puntos de ebullición, que violan la tendencia general de que las moléculas más pequeñas tienen puntos de ebullición más bajos.