FUERZAS INTERMOLECULARES
Además de las fuerzas que mantienen unidos los átomos en las moléculas, existen fuerzas que mantienen unidas las moléculas llamadas fuerzas intermoleculares o fuerzas de Van der Waals, en honor al físico holandés Johannes Van der Waals, quien destacó por primera vez su importancia. Estas fuerzas son más débiles que las fuerzas intramoleculares que son las fuerzas que mantienen unidos los átomos dentro de las moléculas. Las fuerzas intermoleculares permiten que las moléculas se mantengan asociadas; si estas fuerzas son muy débiles, el material será gaseoso y, a medida que éstas aumentan, los materiales serán líquidos o sólidos. La intensidad de estas fuerzas determina los puntos de fusión y de ebullición de las sustancias, como también la dureza que presentarán los cuerpos sólidos moleculares; estas fuerzas influyen en la solubilidad que presentan las sustancias en determinados solventes.
Las fuerzas intermoleculares pueden ser de varias clases:
Interacciones dipolo-dipolo
Existen gases cuyas moléculas están formados por átomos que tienen diferente electronegatividad (enlace covalente polar) y que se hallan dispuestos de forma que, en la molécula, existen zonas con mayor densidad de electrones que otras (polo negativo y positivo respectivamente). Este es el caso de los gases de fluoruro de hidrógeno (HF), cloruro de hidrógeno (HCl), bromuro de hidrógeno (HBr) y el ioduro de hidrógeno (HI).
Por ejemplo, en las moléculas del bromuro de hidrógeno, un átomo de hidrógeno se enlaza con otro más electronegativo: el bromo. Ello hace que los electrones del enlace covalente pasen más tiempo cerca del átomo de bromo que del hidrógeno (aunque sin dejar de pertenecer a ambos). Como resultado, se produce una zona con mayor densidad de carga negativa en el átomo de bromo y otra zona con un defecto de carga positiva en el átomo de hidrógeno, formandose así un dipolo permanente. Cuando las moléculas polares se aproximan una a la otra, tienden a orientarse de tal manera que el polo positivo de una se dirige hacia el polo negativo de la otra. El grado de interacción dipolo-dipolo es uno de los factores que determinan los puntos de fusión, puntos de ebullición y presión de vapor de las sustancias polares.
Puentes de hidrógeno
En ciertas moléculas polares que contienen átomos de hidrógeno, participan fuerzas de atracción conocidas como puentes de hidrógeno.
No todas las moléculas polares que contienen hidrógeno forman puentes de hidrógeno, esto solo se presenta cuando el hidrógeno está cerca al flúor, al nitrógeno o al oxígeno. En las moléculas de este tipo, el enlace entre el electronegativo y el hidrógeno es bastante polar, pues el par electrónico de enlace está más próximo al átomo electronegativo.
Como el hidrógeno tiene una densidad electrónica más bien baja, el protón es atraído hacia los electrones no enlazados de un elemento electronegativo de una molécula cercana. Un caso de polaridad especialmente interesante es el que corresponde a moléculas tales como H2O, HF o NH3.
Por ejemplo, en el agua, el átomo de hidrógeno está unido con el átomo de un elemento más electronegativo como es el oxígeno; la molécula será muy polar, lo cual implica la posibilidad de que se unan unas con otras mediante puentes de hidrógeno, como se indica esquemáticamente a continuación:
Nota: Los puentes de hidrógeno entre moléculas se representan mediante líneas punteadas. Los puentes de hidrógeno en la molécula del agua son los responsables de su alto punto de ebullición (100 °C a una atmósfera de presión).
Esta es una unión de tipo intermolecular generada por un átomo de hidrógeno que se halla entre dos átomos fuertemente electronegativos. La clave de la formación de los puentes de hidrógeno es el carácter fuertemente polar del enlace covalente entre el hidrógeno y otro átomo. Dicha atracción se ve favorecida cuando ese otro átomo es tan electronegativo que tiene una elevada carga parcial negativa.
El hidrógeno es el único átomo capaz de formar este tipo de enlace, porque al ser tan pequeño permite que los otros átomos más electronegativos de las moléculas vecinas puedan aproximarse lo suficientemente a él, como para que la fuerza de atracción sea bastante intensa. Este tipo de enlace intermolecular es el responsable, por ejemplo, de la existencia de océanos de agua líquida a temperatura ambiente en nuestro planeta. Si no existiera, el agua se encontraría en forma de vapor. La presencia de los puentes de hidrógeno entre moléculas hace que su densidad se mayor (una excepción es el agua en estado sólido donde su densidad es menor que en estado líquido) y que los puntos de fusión y ebullición sean más altos que lo esperado.
Fuerzas de London
Las fuerzas de London se conocen también con el nombre de interacciones dipolos transitorios y son características de las moléculas apolares como el hidrógeno (H2), el metano (CH4), el flúor (F2) y el cloro (Cl2). Estas son fuerzas débiles cuya naturaleza puede explicarse por el movimiento constante de los electrones en una molécula, provocando la aparición de dipolos transitorios.
Supongamos que una molécula monoatómica de Helio se acerca bastante a otra; en ese caso, debido al movimiento de los electrones, aunque la molécula sea neutra, pueden producirse, en momentos determinados, zonas de la moléculas con mayor densidad de electrones que otras, es decir, las moléculas pueden tener a veces polaridad eléctrica. De acuerdo con esta idea, podemos pensar en el átomo de helio no polar como un átomo en el que los electrones se encuentran en los lados opuestos del núcleo y alineados con el mismo. En todas las demás posiciones, los átomos de helio presentarán una cierta polaridad, a causa de que el centro de la carga negativa no coincidirá con el de la positiva.
Si dos átomos de helio convenientemente polarizados y orientados se acercan el uno al otro lo suficiente, la fuerza de atracción eléctrica puede ser lo bastante intensa como para que se produzcan uniones intermoleculares. Esto puede se puede conseguir bajando mucho la temperatura, con lo que el movimiento es más lento. Una molécula polarizada puede, incluso, polarizar a otra vecina que no lo esté (inducir un polo). Este tipo de fuerzas entre moléculas se denominan fuerzas de London.
Todas las sustancias gaseosas no polares, incluyendo los gases nobles, se pueden licuar (convertir el gas en líquido), gracias a las fuerzas de London.
PREGUNTA: ¿En qué moléculas se forman las interacciones dipolo-dipolo?