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14.2. FUERZAS INTERMOLECULARES 419 11.2 Fuerzas intermoleculares Las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre las moléculas, Estas fuer- zas son las responsables del comportamiento no ideal de los gases, descrito en el capítu- lo 5. Ejercen aún más influencia en las lases condensadas de la mareria, es decir, en los líquidos y Jos sólidos. A medida que baja la temperatura de un gas disminuye la energía cinética promedio de sus moléculas. Así, a una temperatura suficientemente baja, las moléculas ya no tienen la energía necesaria para liberarso de la atracción de las molécu- las vecinas. En este momento, las moléculas se agregan y forman pequeñas gotas de líquido. Esta transición de la fase gaseosa a la fase líquida se conoce como condensa- ción. A diferencia de las fuerzas intermoleculares, las fuerzas intramoleculares mantie- nen juntos a los átomos de una molécula. (En el enlace químico, gue se estudió en los capítulos 9 y 10, participan fuerzas intramoleculares.) Estas fuerzas estabilizan a las moléculas individuales, en tanto que las fuerzas intermoleculares son las principales responsables de las propiedades macroscópicas de la materia (por ejemplo, punto de fusión y punio de ebullición). Las fuerzas intermoleculares suelen ser más débiles que las intramoleculares; por ello, se necesita menos encreía para evaporar un líquido que para romper los enlaces de sus moléculas. Por ejemplo, para evaporar 1 mol de agua cn su punto de ebullición son suficientes alrededor de 41 kJ de energía; en cambio, para romper los dos enlaces O-—H. en ] mol de moléculas de agua es necesario aplicar unos 930 kJ de energía. En general, los puntos de ebullición de las sustancias reflejan la magnitud de las luerzas inter- moleculares que actúan entre las moléculas. En el punto de ebullición se debe suminis- trar soficiente energía para vencer las fuerzas de atracción entre las moléculas a fin de que entren a la fase de vapor. Si se precisa más energía para separar las moléculas de la sustancia A que de la sustancia B es porque las moléculas de A están unidas por fuerzas intermolecularcs más fuertes, por tanto, el punto de ebullición de A será mayor que el de B, El mismo principio se aplica también aj punto de fusión de las sustancias. Por lo general, los puntos de fusión de las sustancias aumentan con la intensidad de las fuerzas intermoleculares. Para comprender las propiedades de la materia condensada es necesario entender los diferentes tipos de fuerzas intermolcculares. Las fuerzas dipolo-dipolo, dipoto-dipolo inducido y las fuerzas de dispersión integran lo que los químicos denominan fuerzas de van der Waals, nombradas así en reconocimiento al físico holandés Johannes van der Waals (véase la sección 5.8). Los iones y dipolos se atraen entre sí mediante fuerzas electrostáticas conocidas como fuerzas ¡on-dipolo, que no son fuerzas de van der Waals. El enface de hidrógeno es un tipo de interacción dipolo-dipolo particularmente fuerte. Dado que sólo unos pocos elementos participan en la formación del enlace de hidrógeno, éste se trata como una categoría aparte, Según la fase de una sustancia, la naturaleza de los enlaces químicos y los tipos de elementos que la componen, en la atracción to- tal entre las moléculas pueden actuar distintos tipos de interacciones, como se verá en seguida. Fuerzas dipolo-dipolo Las fuerzas dipolo-dipolo son las fuerzas de atracción entre moléculas polares, es decir, entro moléculas que poseen momentos dipolares (véase la sección 10.2). Su origen es electrostático y se pueden entender en función de la ley de Coulomb. A mayor mo- mento dipolar mayor es la fuerza. La figura 11.1 muestra la orientación de moléculas polares en un sólido. En los líquidos, las moléculas polares no están unidas de manera tan rígida como en un sólido, pero licnden a alinearse de tal manera que, en promedio, las interacciones de alracción son máximas. FIGURA 11.1. Las moléculas que tienen un momento dipolar permanente tienden a alinearse con las polarílades opuestas en la fase sólida para hacer máxima la atracción. 420 AS FUERZAS INTERMOLECULARES Y LOS TÍQUIDOS Y SÓLIDOS FIGURA 11.2 Dos tipos de interacción dipalo-dípolo FIGURA 11.3 Doflexión de un chorro de ague por una varilla de ebonita cargada, e Dipolo inducido Catión + a] Dipolo inducido Dipolo o] FIGURA 11.4. a) Distribución de carga esférica en un átomo de helio, 5) Distorsión causaría por la aproximación de un catión y c) de un dipolo Fuerzas ¡on-dipolo La ley de Coulomb también explica las fuerzas ¡on-dipoto, las cuales atraen entre sí un ion (ya sea un catión o un anión) y una molécula polar (figura 11.2). La intensidad de esta interacción depende de la carga y tamaño del ion así como de la magnitud del mo- mento dipolar y del tamaño de la molécula. Las cargas en los cationes están más concen- tradas porque estos jones suelen ser más pequeños que los amones. En consecuencia, con una carga de igual magnitud, un catión experimenta una interacción más fuerte con los dipolos que un anión. La hidratación (analizada en la sección 4.1) es un ejemplo de interacción ion-dipolo. En una disolución acuosa de NaCi, los ¡iones Na” y CI” se rodean de moléculas de agua, las cuales tienen un gran momento dipolar (1.87 D). Cuando se disuelve un compuesto iónico como el NaCl, las moléculas de agua actúan como un aislante cléctrico que separa alos iones. En cambio, el tetracioruro de carbono (CCL). una molécula no polar, carece de la capacidad de participar en una interacción jon-dipolo. En consecuencia, el tetracloruro de carbono es un mal disolvente de compuestos jónicos, al igual que la mayoría de los líguidos no polares. En la figura 11.3 se demuestra la atracción ion-dipolo. El agua de la burcta se deja correr y se recoge en un vaso, Si se acerca una varilla cargada negativamente (por ejem- plo, una varilla de ebonita frotada en cl pelo) al chorro de agua, ésta se desvía hacia la varilla. Lo mismo sucede cuando la varilla se remplaza por un objeto cargado positiva- mente (por ejemplo, una varilla de vidrio frotada en seda). Con la varilla de ebonita, las moléculas de agua se orientan de tal forma que los extremos positivos de los dipolos quedan más cerca de la varilla, es decir. son atraídos por la carga negativa. Con la varilla de vidrio, los extremos negativos de los dipolos de agua se orientan hacia la carga posi tiva de la varilla. La misma desviación se observa con otros líquidos polares, pero no cuando se usan líquidos no polares, como el hexano (CH). Fuerzas de dispersión ¿Qué fuerzas de atracción se establecen entre las sustancias no polares? Para contestar esta pregunta, analice el esquema de la figura 11.4. Si un ion o una molécula polar se acerca a un átomo (o una molécula no polar), la distribución electrónica del átomo (o molécula) se distorsiona por la fuerza que ejerce el ion o la molécula polar, dando lagar a una clase de dipolo. Se dice que el dipolo del átomo (o molécula no polar) es un dipolo inducido porque la separación de sus cargas positiva y negativa se debe q la proximidad de un ¡on o una molécula polar. La atracción entre un ion y el dipolo inducido se conoce como interacción ion-dipolo inducido, en tanto que la atracción en- tre una molécula polar y el dipolo inducido se conoce como interacción dipolo-dipolo inducido. La probabilidad de inducir un momento dipolar depende no sólo de la carga del ion o do la fuerza del dipolo, sino también del grado de polarización del átomo o molécula, es decir, de qué tan fácil se distorsione la distribución electrónica del átomo (o molécu- la). En general, un átomo o molécula tiende a ser más polarizable a medida que aumenta el número de electrones y se hace más difusa la mube electrónica. Por nube difusa se entiende una nube cloctrónica que se distribuye en un volumen considerable, de tal for- ma que los electrones no están fuertemente unidos al núclco. El carácter polarizable de los gases que contienen átomos o moléculas no pola- res (por ejemplo, He y No) les permite condensarse. En un átomo de helio, los electro- nes se mueven a cierta distancia del núcleo. En un instante cualquiera los átomos pue- den tener un momento dipofar generado por las posiciones específicas de los electrones. Uste momento dipolar se denomina dipolo instantáneo porque dura sólo una pequeña fracción de segundo. En otro instante, los electrones cambian de posición y el átomo 422 LAS FUERZAS iNTERMOLECULARES Y 105 LÍQUIDOS Y SÓLIDOS Problema similar: 11.10. PA ansnsacazal | ol, CATE Et H AN ELE Los tres elementos más electronegativos que participan en enlaces de hidrógeno. Ejemplo 11.1. ¿Qué tipos de fuerzas intermoleculares.existen entre los siguientes pa- res? a) HBr y HAS, b) Cl, y CBr,, c) 1, y NO3 y d) NH, y Css Razonamiento y solución Para identificar las fuerzas intermolecutares, conviene do sificar a las especies participantes como 1) moléculas no polares, 2) moléculas polares y 3) iones. Recuerde que las fuerzas de dispersión existen entre todas las especies. a) Tanto el HBr como el HS son moléculas polares, de modo que entre ellas se estable- cen fuerzas dipolo-dipolo, además de las fuerzas de dispersión. b) Tanto el Cl, como el C8r, son moléculas no polares, de modo que entre ellas sólo existen fuerzas de dispersión. d) El1,es no polar, de modo que las fuerzas de atracción entre esta molécula y el ion NOz son del tipo lon-dipolo inducido y fuerzas de dispersión. d) El NH, es polar, y el C¿H; es no polar. Entre estas especies se establecen fuerzas del tipo dipolo-dípolo inducido y fuerzas de dispersión. Ejercicio “Señale ellos) tipo(s) de fuerzas intermoleculares que existen entre las mo- léculas (o unidades básicas) en cada una de las siguientes especies: a) LiF, b) CHa y () 50, El enlace de hidrógeno El enlace de hidrógeno es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar, como N—H, O—H o F—H, y un átomo electronegativo de O, No F. Esta interacción se escribe como AH B o Ac HA A y B representan O, N o F, A—H cs una molécula o parte de una molécula, y l3 es parte de otra molécula; la línea punteada representa al enlace de hidrógeno. Los tres átomos casi siempre están situados en línea recta, pero el ángulo AHB (o AHA) puede desviarse de la linearidad hasta 30%, Observe que los átomos de O, N y F poseen al menos un par de electrones libres capaces de interactuar con el átomo de hidrógeno en el enlace de hidró- geno. La energía promedio de un enlace de hidrógeno es demasiado grande para una inter- acción dipolo-dipolo (más de 40 kJ/mol). Por esta razón, los enlaces de hidrógeno tienen un fuerte efecto en la estructura y propiedades de muchos compuestos. La figura 11.6 muestra varios ejemplos de enlaces de hidrógeno. La primera evidencia del enlace de hidrógeno se obtuvo al estudiar los puntos de ebullición de los compuestos. Los puntos de ebullición de una serie de compuestos inejantes que contienen elementos del mismo grupo periódico suelen aumentar con la masa molar. Poro, como se observa en la figura 11.7, los compuestos de hidrógeno de los elementos de los grupos 5A, 6A y 7A no siguen esta tendencia, El compuesto más ligero (NH, H¿0, HF) de cada una de estas series tiene el punto de cbullición más alto, de forma contraria a lo que se esperaría considerando la masa molar, La explicación se debe a los múltiples enlaces de hidrógeno que forman las moféculas de estos compuestos. En el HF sólido, por ejemplo, las moléculas no existen como unidades individuales; más bien Torman largas cadenas en zigzag: 11.2. FUERZAS INTERMOLECULARES H; H: io sE 2 don si a 0: mo o H E Y E. HH H. M4 q Hideo: Hor o a “ En la [ase líquida se rompen las cadenas en zigzag, pero las moléculas permanecen unidas por enlaces de hidrógeno. Es difícil separar las moléculas que están unidas por estos enlaces. En consecuencia, el HF líquido fiene un punto de ebullición excepcional- inente alto. La fuerza de un enlace de hidrógeno está determinada por la interacción coulómbica entre el par libre de electrones del átomo electronegativo y el núcleo de hidrógeno, Por ejemplo, el flúor es más electronegativo que el oxígeno, por lo que se esperaría que los enlaces de hidrógeno en el HF líquido fueran más fuertes que en el H,0, Sin embargo, el HF tiene un punto de ebullición menor que el def agua porque cada molécula de H,O toma parte en cuatro enlaces de hidrógeno intermoleculares. Por tanto, las fuerzas que 100 Grupo 64 HE e y Grupo TA NH. 5 A 3 Grupo SA ¿ 109 SiH, Grupo 44 Cla! 200 ' ¡ , ; 2 3 4 5 Periodo 423 FIGURA 11.6. Entaces de hidrógeno entre moléculas de agua, amoníaco y fluoruro de hidrógeno. Las líneas sólidas representan enlaces covalentes, y las líneas punteadas los enlaces de hidrógeno. FIGURA 11.7. Puntos de ebullición de los compuestos de hidrógeno de Jos elementos de los grupos 4A, 54, SA y 7A. Aunque se esperaría que el punto de ebullición aumente con el descenso en un grupo, se observa que tres compuestos (NH, HO y HE) se comportan distinto. La anomalía se explica en función de los enfaces de hidrógeno intermoleculares, 
