3.1 Fuerzas intermoleculares e interpartículas

Pregunta esencial

¿Qué hace que las moléculas se peguen entre sí?

Una gota de agua está hecha de billones de moléculas separadas, y aun así se mantienen juntas en lugar de salir volando. Al terminar esta lección, deberías poder nombrar las atracciones que mantienen unidas a las moléculas, explicar de dónde vienen y comparar su intensidad en distintas sustancias.

Intramolecular frente a intermolecular

• Intramolecular = dentro de una molécula (enlaces covalentes)
• Intermolecular = entre moléculas (FIM)
• La fusión y la ebullición vencen las FIM, no los enlaces

Cuando el agua hierve, las moléculas no se separan en hidrógeno y oxígeno. Sigues teniendo H₂O, solo que en forma de gas. La ebullición separa moléculas completas unas de otras, lo que significa que vence las fuerzas intermoleculares. Las FIM son mucho más débiles que los enlaces covalentes, y por eso una estufa puede hervir el agua pero no puede separarla en sus elementos.

Las FIM son atracciones de Coulomb

F ∝ q₁q₂/r²

• Las cargas opuestas se atraen
• Cargas más grandes (q) → atracción más fuerte
• Más cerca una de otra (r más pequeña) → atracción más fuerte

Todas las FIM de este tema se remontan a la ley de Coulomb de la Unidad 1. La mayoría de las FIM involucran cargas parciales, que se escriben con la letra griega delta (δ+ y δ−), en lugar de las cargas completas de los iones. Cada vez que compares dos FIM, la explicación regresa al tamaño de las cargas y a la distancia entre ellas.

Fuerzas de dispersión de London (FDL)

• Están presentes en todos los átomos y moléculas, polares o no polares
• Los electrones en movimiento crean dipolos temporales

En promedio, los electrones de un átomo están repartidos de manera uniforme (1). Pero los electrones siempre se están moviendo, así que en cualquier instante puede haber más de ellos de un lado, y eso crea un dipolo temporal (2). Ese dipolo empuja los electrones de un átomo vecino y le da un dipolo inducido (3). Ahora el extremo δ+ de uno queda alineado con el extremo δ− del otro, y se atraen. Estos dipolos aparecen y desaparecen todo el tiempo, pero, promediados en el tiempo, suman una atracción real.

Polarizabilidad

• Polarizabilidad: qué tan fácil es distorsionar una nube de electrones
• Más electrones → más polarizable → FDL más fuertes
• Los enlaces pi también aumentan la polarizabilidad

Una molécula con más electrones tiene una nube de electrones más grande, y sus electrones externos están más lejos del núcleo, así que se desplazan con más facilidad. Los halógenos son todos no polares, así que las FDL son su única FIM. Conforme aumenta el número de electrones de F₂ a I₂, también aumenta el punto de ebullición. Por eso el flúor y el cloro son gases a temperatura ambiente, el bromo es un líquido y el yodo es un sólido.

La forma importa: el área de contacto

• Misma fórmula (C₅H₁₂) = mismo número de electrones
• Más superficie en contacto → FDL más fuertes

El n-pentano es una cadena larga, así que las moléculas vecinas pueden alinearse a lo largo de toda su longitud. El neopentano es compacto, casi como una bola, así que las vecinas solo se tocan en un punto pequeño. Los mismos electrones, pero distinta forma: el n-pentano hierve a 36 °C y el neopentano hierve a solo 10 °C.

Fuerzas dipolo-dipolo

• Entre moléculas polares (dipolos permanentes)
• El extremo δ+ de una molécula atrae el extremo δ− de una vecina
• Las moléculas se alinean para que la atracción sea máxima

La flecha del dipolo apunta hacia el extremo δ−, y la cruz marca el extremo δ+. La orientación importa: los extremos opuestos se atraen, pero los extremos iguales se repelen. Las moléculas polares también tienen FDL. Las fuerzas dipolo-dipolo actúan además de las FDL, no en lugar de ellas.

Tamaño similar: gana la polar

Sustancia	Polaridad	FIM	Masa molar	Punto de ebullición
Butano, C4H10	No polar	Solo FDL	58 g/mol	−1 °C
Acetona, C3H6O	Polar	FDL + dipolo-dipolo	58 g/mol	56 °C

El butano y la acetona tienen la misma masa molar y un número de electrones parecido, así que sus FDL son casi iguales. Las fuerzas dipolo-dipolo de la acetona agregan atracción extra, y eso se nota en un punto de ebullición mucho más alto. En moléculas de tamaño similar, la polar normalmente tiene FIM más fuertes.

Puentes de hidrógeno

• H unido por enlace covalente a N, O o F
• Ese H es atraído por un par libre de un N, O o F cercano
• Una atracción dipolo-dipolo especialmente fuerte

A pesar de su nombre, un puente de hidrógeno no es un enlace. Es una atracción intermolecular. El N, el O y el F son muy electronegativos y muy pequeños, así que dejan al H con una carga δ+ grande. Como el H es tan pequeño, las moléculas pueden acercarse mucho. Una carga parcial grande más una distancia corta dan una atracción de Coulomb fuerte. El par libre puede estar en otra molécula o en otra parte de la misma molécula grande.

Revisión de puentes de hidrógeno: ¿el H está en un N, O o F?

Ver un F o un O en una fórmula no basta. En el CH₃F, todos los hidrógenos están unidos al carbono, así que las moléculas de CH₃F no forman puentes de hidrógeno entre sí (tienen FDL y dipolo-dipolo). En el CH₃OH, un hidrógeno está unido directamente al oxígeno, así que el metanol sí puede formar puentes de hidrógeno. Dibuja siempre la estructura y busca un H unido directamente a un N, O o F.

Fuerzas ion-dipolo

• Entre un ion y una molécula polar
• Más fuertes que las fuerzas dipolo-dipolo
• Más fuertes con una carga iónica mayor y un ion más pequeño

Esto es lo que pasa cuando la sal se disuelve en agua. Las moléculas de agua voltean sus extremos de oxígeno δ− hacia el Na⁺ y sus extremos de hidrógeno δ+ hacia el Cl⁻. Un ion tiene una carga completa, no solo parcial, así que las fuerzas ion-dipolo son más fuertes que las fuerzas dipolo-dipolo. Según la ley de Coulomb, el Mg²⁺ atrae al agua con más fuerza que el Na⁺, y un ion más pequeño deja que las moléculas de agua se acerquen más.

Dipolo-dipolo inducido

• Entre una molécula polar y una no polar
• El dipolo distorsiona la nube de electrones de la molécula no polar
• Ejemplo: el O₂ disolviéndose en agua

Una molécula no polar no tiene un dipolo permanente, pero su nube de electrones sí puede desplazarse. El extremo δ+ de la molécula polar jala los electrones de la molécula no polar hacia él, lo que crea un dipolo inducido, y las dos moléculas se atraen. Esta fuerza es más fuerte cuando la molécula polar tiene un dipolo más grande y la molécula no polar es más polarizable. Por eso una pequeña cantidad de O₂ se disuelve en agua, que es lo que respiran los peces.

Mezclas: fíjate en las dos partículas

Partículas	FIM entre ellas	Ejemplo
No polar + no polar	FDL	I2 en CCl4
Polar + no polar	FDL + dipolo-dipolo inducido	O2 en H2O
Polar + polar	FDL + dipolo-dipolo (+ puentes de hidrógeno si es posible)	CH3COCH3 en H2O
Ion + polar	Ion-dipolo	NaCl en H2O

Dos moléculas polares distintas pueden formar puentes de hidrógeno si una tiene un H en un N, O o F y la otra tiene un par libre en un N, O o F. La acetona no puede formar puentes de hidrógeno consigo misma, pero el H del agua sí puede unirse al oxígeno de la acetona.

Identificación de las FIM en una sustancia pura

Empieza con las FDL, porque toda molécula las tiene. Para decidir si una molécula es polar, usa su diagrama de Lewis y su forma según VSEPR de la Unidad 2. Fíjate en que las fuerzas se suman: una molécula con puentes de hidrógeno también tiene fuerzas dipolo-dipolo y FDL.

¿Pueden las FDL ganarle a los puentes de hidrógeno?

Sustancia	FIM más fuerte	Electrones	Punto de ebullición
Octano, C8H18	Solo FDL	66	126 °C
Agua, H2O	Puentes de hidrógeno	10	100 °C

El octano es no polar, y aun así hierve a una temperatura más alta que el agua. Tiene muchos más electrones y una cadena larga con mucha superficie de contacto, así que todas esas fuerzas de dispersión se suman. En las moléculas grandes, las FDL suelen ser la FIM más fuerte. Los puentes de hidrógeno solo ganan cuando comparas moléculas de tamaño similar.

Las FIM en las biomoléculas

• Las moléculas grandes tienen FIM entre distintas partes de la misma molécula
• Los puentes de hidrógeno mantienen unidas las dos cadenas del ADN
• Las proteínas se pliegan por estas atracciones

La A se une con la T mediante dos puentes de hidrógeno, y la G se une con la C mediante tres. Como son FIM y no enlaces covalentes, las cadenas pueden separarse cuando se copia el ADN o cuando se calienta en un laboratorio.

Dilo como un químico

Evita	Mejor di
“La ebullición rompe los enlaces.”	“La ebullición vence las FIM entre las moléculas.”
“Fuerzas de Van der Waals”	“Fuerzas de dispersión de London” (nombra la FIM específica)
“Tiene FIM más fuertes.”	Nombra la FIM y explica por qué es más fuerte (electrones, polarizabilidad, polaridad, área de contacto)

El College Board dice de manera específica que “fuerzas de dispersión de London” no debe usarse como otro nombre para “fuerzas de Van der Waals”. En las preguntas de respuesta libre, el crédito completo viene de nombrar la fuerza específica y conectarla con una razón a nivel de partículas.

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Ejemplos resueltos

Primero intenta resolver cada problema por tu cuenta y luego abre la solución para revisar tu trabajo.

Ejemplo 1: Comparación de puntos de ebullición

¿Cuál tiene el punto de ebullición más alto, el CH₄ o el CCl₄? Justifica tu respuesta en términos de fuerzas intermoleculares.

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1. Identifica las FIM: las dos moléculas son tetraédricas y simétricas, así que sus dipolos de enlace se cancelan. Las dos son no polares, así que las FDL son la única FIM en cada una.
2. Cuenta los electrones: CH₄ = 6 + 4(1) = 10 e⁻. CCl₄ = 6 + 4(17) = 74 e⁻.
3. Compara la polarizabilidad: el CCl₄ tiene muchos más electrones y una nube de electrones más grande, así que es más polarizable y tiene FDL más fuertes.
4. Conéctalo con el punto de ebullición: las FDL más fuertes requieren más energía para vencerse cuando el líquido se convierte en gas.
5. Respuesta: el CCl₄ tiene el punto de ebullición más alto. Como referencia, el CH₄ hierve a unos −162 °C y el CCl₄ a unos 77 °C.

Ejemplo de justificación para el examen: El CH₄ y el CCl₄ son no polares, así que la única FIM en cada uno son las fuerzas de dispersión de London. El CCl₄ tiene más electrones, así que su nube de electrones es más polarizable y sus FDL son más fuertes. Se necesita más energía para vencer estas atracciones más fuertes, así que el CCl₄ tiene el punto de ebullición más alto.

Ejemplo 2: Identificación de todas las FIM

Identifica todas las fuerzas intermoleculares presentes en una muestra pura de CH₂Cl₂.

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1. Diagrama de Lewis: C en el centro, unido a dos átomos de H y dos átomos de Cl. Cada Cl tiene tres pares libres.
2. Forma: 4 dominios de electrones y 0 pares libres en el C → tetraédrica.
3. Polaridad: los enlaces C-Cl son polares, y los átomos alrededor del C no son todos iguales, así que los dipolos de enlace no se cancelan. El CH₂Cl₂ es polar.
4. Enumera las FIM: toda molécula tiene FDL. Las moléculas polares también tienen fuerzas dipolo-dipolo.
5. Revisa si hay puentes de hidrógeno: los dos átomos de H están unidos al C, no a N, O o F, así que no hay puentes de hidrógeno.
6. Respuesta: fuerzas de dispersión de London y fuerzas dipolo-dipolo

Ejemplo 3: ¿Cuáles pueden formar puentes de hidrógeno?

¿Cuáles de estas sustancias pueden formar puentes de hidrógeno entre sus propias moléculas: CH₃OCH₃, CH₃NH₂, HF y CH₂O?

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1. CH₃OCH₃ (éter dimetílico): H₃C-O-CH₃. Hay un O, pero todos los H están unidos al C. No.
2. CH₃NH₂ (metilamina): H₃C-NH₂. Dos átomos de H están unidos directamente al N, y el N tiene un par libre. Sí.
3. HF: el H está unido directamente al F, y el F tiene tres pares libres. Sí.
4. CH₂O (formaldehído): el C tiene un enlace doble con el O, y los dos átomos de H están en el C. No.
5. Respuesta: CH₃NH₂ y HF
6. La trampa: el éter dimetílico y el formaldehído sí pueden aceptar un puente de hidrógeno de una molécula como el agua, porque su O tiene pares libres. No pueden formar puentes de hidrógeno consigo mismos, porque no tienen un H en N, O o F que puedan ofrecer.

Ejemplo 4: Las FIM en una mezcla

Identifica la fuerza intermolecular más fuerte entre el CH₃OH y el H₂O. Luego dibuja una de estas interacciones.

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1. Clasifica cada molécula: las dos son polares, las dos tienen un enlace O-H y las dos tienen pares libres en el O.
2. Enumera las FIM: FDL, dipolo-dipolo y puentes de hidrógeno. En estas moléculas pequeñas, los puentes de hidrógeno son la fuerza más fuerte.
3. Dibuja las moléculas: el metanol (H₃C-O-H) con dos pares libres en el O, y una molécula de agua angular con dos pares libres en el O.
4. Muestra el puente de hidrógeno: dibuja una línea punteada desde el H δ+ del O-H del metanol hasta un par libre del O δ− del agua. Mantén el O-H y la línea punteada casi en línea recta.
5. Respuesta: puentes de hidrógeno. Dibujarlo al revés, con el H del agua apuntando al O del metanol, también es correcto.

Consejo para el examen: cuando dibujes un puente de hidrógeno, el H debe apuntar al N, O o F. Un O apuntando a un O, o un H apuntando a un H, pierde el punto.

Ejemplo 5: Explicación de una tendencia

El HCl es la más polar de estas moléculas, y aun así tiene el punto de ebullición más bajo. Explica esta tendencia.

Sustancia	Punto de ebullición
HCl	−85 °C
HBr	−67 °C
HI	−35 °C

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1. Identifica las FIM: las tres son polares, y ninguna tiene H en N, O o F. Las tres tienen FDL y fuerzas dipolo-dipolo.
2. Compara las fuerzas dipolo-dipolo: la electronegatividad disminuye del Cl al I, así que la polaridad va HCl > HBr > HI. Si las fuerzas dipolo-dipolo fueran las que mandan, el HCl herviría a la temperatura más alta. Hierve a la más baja, así que otra cosa es la que manda.
3. Compara las FDL: HCl = 1 + 17 = 18 e⁻, HBr = 1 + 35 = 36 e⁻, HI = 1 + 53 = 54 e⁻. Más electrones → más polarizable → FDL más fuertes.
4. Decide qué fuerza gana: el punto de ebullición sube en la misma dirección que las FDL y en dirección contraria a la polaridad. Las FDL son la FIM dominante en estas moléculas.

Ejemplo de justificación para el examen: El HI tiene más electrones, así que su nube de electrones es la más polarizable y tiene las fuerzas de dispersión de London más fuertes. El aumento de las FDL del HCl al HI supera la disminución de las fuerzas dipolo-dipolo, así que se necesita más energía para separar las moléculas de HI, y el HI tiene el punto de ebullición más alto.

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Práctica

La hoja de práctica llegará pronto.

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Diapositivas de la lección

• Diapositivas de 3.1 Fuerzas intermoleculares e interpartículas (PDF) (en inglés)

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Ideas clave

• Las FIM son atracciones de Coulomb entre moléculas, mucho más débiles que los enlaces.
• Toda molécula tiene FDL. Más electrones y más área de contacto significan FDL más fuertes.
• Las moléculas polares agregan fuerzas dipolo-dipolo. Un H en N, O o F agrega puentes de hidrógeno.
• Los iones y las moléculas polares se atraen mediante fuerzas ion-dipolo.
• En las moléculas grandes, las FDL suelen ser la FIM más fuerte.

De vuelta a la pregunta esencial: las moléculas se pegan entre sí por atracciones de Coulomb entre cargas parciales o completas, en forma de fuerzas de dispersión de London, fuerzas dipolo-dipolo, puentes de hidrógeno y fuerzas ion-dipolo. A continuación, el Tema 3.2 usa estas fuerzas para explicar las propiedades de los distintos tipos de sólidos.

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