1

FUERZAS INTERMOLECULARES

Dentro de una molécula, los átomos están unidos mediante fuerzas intramoleculares

(enlaces iónicos, metálicos o covalentes, principalmente). Estas son las fuerzas que se

deben vencer para que se produzca un cambio químico. Son estas fuerzas, por tanto,

las que determinan las propiedades químicas de las sustancias. Sin embargo existen

otras fuerzas intermoleculares o intermoleculares (también llamadas de cohesión)

que actúan sobre distintas moléculas o iones y que hacen que éstos se atraigan o se

repelan. Estas fuerzas son las que determinan las propiedades físicas de las

sustancias como, por ejemplo, el estado de agregación, el punto de fusión y de

ebullición, la solubilidad, la tensión superficial, la densidad, etc.

Por lo general son fuerzas débiles pero, al ser muy numerosas, su contribución es

importante.

.

.

FUERZAS DE VAN DER WAALS

El término "fuerzas de van der Waals" engloba colectivamente a las fuerzas de

atracción entre las moléculas. Son fuerzas de atracción débiles que se establecen entre

moléculas eléctricamente neutras (tanto polares como no polares), pero son muy

numerosas y desempeñan un papel fundamental en multitud de procesos biológicos.

Las fuerzas de van der Waals incluyen:

Fuerzas

intermoleculares

Fuerzas de Van der

Waals No Van der Waals

Fuerzas de dispersión

London

Dipolo - Dipolo

Puente hidrógeno

Dipolo-Dipolo

inducido Ion - dipolo

2

Fuerzas dipolo-dipolo (también llamadas fuerzas de Keesom), entre las que se

incluyen los puentes de hidrógeno

Fuerzas dipolo-dipolo inducido (también llamadas fuerzas de Debye)

Fuerzas dipolo transitorio-dipolo inducido (también llamadas fuerzas de

dispersión o fuerzas de London)

Las Fuerzas No Van der Waals: Fuerzas Ion -Dipolo

Dipolo

Una molécula es un dipolo cuando existe una distribución asimétrica de los

electrones debido a que la molécula está formada por átomos de distinta

electronegatividad. Como consecuencia de ello, los electrones se encuentran

preferentemente en las proximidades del átomo más

electronegativo. Se crean así dos regiones (o polos)

en la molécula, una con carga parcial negativa y otra

con carga parcial positiva .

Cuando dos moléculas polares (dipolos) se

aproximan, se produce una atracción entre el polo

positivo de una de ellas y el negativo de la otra. Esta

fuerza de atracción entre dos dipolos es tanto más

intensa cuanto mayor es la polarización de dichas

moléculas polares o, dicho de otra forma, cuanto

mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados . Los enlaces

serán tanto más polares cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre

los átomos enlazados .

El momento dipolar (.) es un vector (orientado hacia la carga negativa y cuya

magnitud depende de la intensidad de la carga y de la distancia entre los átomos) que

permite cuantificar la asimetría de cargas en la molécula . La forma de la molecula

también afecta al momento dipolar

3

En el fluoruro de hidrógeno, por ejemplo, el F es más electronegativo que el H porque

su núcleo, con 9 cargas positivas, atrae a los e- compartidos con el H con más fuerza que

el núcleo del H, con una sóla carga positiva. Por lo tanto, los e- compartidos por

covalencia estarán más próximos al F que al H y la molécula forma un

dipolo permanente

.

.

Dipolo Permanente

LAS FUERZAS DIPOLO DIPOLO :DIPOLO PERMANENTE

Las fuerzas dipolo-dipolo son fuerzas de atracción que actúan entre moléculas polares,

es decir, entre moléculas que poseen momentos dipolares Su origen es electrostático y

se pueden entender en función de la ley Coulomb. La magnitud de la fuerza

electrostática es directamente proporcional a la magnitud de las cargas e

inversamente proporcional al cuadrado de la distancia que las separa A mayor

momento dipolo mayor es la fuerza. La figura muestra la orientación de moléculas

polares en un sólido.

F= q1 . q 2

D2

En los líquidos, las moléculas polares no están unidas de manera tan rígida como en un

sólido, pero tienden a alinearse de tal manera que, en promedio, las interacciones

atractivas sean máximas

4

Por ejemplo: ClCH3(Cloro metano) y ClH(Cloruro de Hidrogeno)

Los puntos de ebullición se incrementan para moléculas polares de masa similar,

cuando se incrementa el momento dipolar

UNIONES PUENTE HIDRÓGENO:

Para que exista unión puente hidrógeno la molécula debe cumplir una condición:

que exista un átomo de hidrógeno unido directamente a un átomo muy

electronegativo (F, O ó N). Las uniones puente hidrógeno son las responsables de que

exista el agua en estado líquida a temperatura ambiente, y con ello de que exista la vida

tal cual la conocemos. Además son muy importantes a nivel biológico debido a que esta

incluido en estructura de muchas macromoléculas.

Las fuerzas puente hidrógeno son 10 veces más intensas que las dipolo–dipolo y éstas

son 10 veces más intensas que las fuerzas de London.

5

Los puentes de hidrógeno constituyen un

caso especial de interacción dipolo-dipolo

(Figura de la derecha). Se producen cuando

un átomo de hidrógeno está unido

covalentemente a un elemento que sea:

muy electronegativo y con

dobletes electrónicos sin

compartir

de muy pequeño tamaño y

capaz, por tanto, de

aproximarse al núcleo del hidrógeno

Estas condiciones se cumplen en el caso de los átomos de F, O y N.

El enlace que forman con el hidrógeno es muy polar y el átomo de hidrógeno es un

centro de cargas positivas que será atraído hacia los pares de electrones sin compartir de

los átomos electronegativos de otras moléculas . Se trata de un enlace débil (entre 2 y

10 Kcal/mol). Sin embargo, como son muy abundantes, su contribución a la cohesión

entre biomoléculas es grande. La distancia entre los átomos electronegativos unidos

6

mediante un puente de hidrógeno suele ser de unos 3 Å. El hidrógeno se sitúa a 1Å del

átomo al que está covalentemente unido y a 2 Å del que cede sus e- no apareados .

Muchas de las propiedades físicas y químicas del agua se deben a los puentes de

hidrógeno La primera evidencia del enlace de hidrógeno proviene del estudio de los

puntos de ebullición de los compuestos. Normalmente, los puntos de ebullición de una

serie de compuestos similares formados por elementos del mismo grupo aumentan al

incrementar la masa molar. Pero se notaron algunas excepciones en los compuestos de

hidrógeno de los elementos de los grupos VA, VIA y VIIA. En cada una de estas series,

el compuesto más ligero (NH3, H2O, HF) tiene el punto de ebullición más alto,

contrariamente a lo esperado en función de las masas molares. Este estudio y otras

observaciones relacionadas condujeron a los químicos a postular la existencia del enlace

de hidrógeno.

.

Cada molécula de agua liquida es capaz de formar 4

puentes de hidrógeno, lo que explica su elevado punto de abullición, ya que es

necesario romper gran cantidad de puentes de hidrógeno para que una molécula de agua

pase al estado gaseoso.

7

Puente hidrógeno el agua liquida

Este enlace es fundamental en bioquímica, ya que:

condiciona en gran medida la estructura espacial de las proteínas y de los

ácidos nucleicos y está presente en gran parte de las interacciones que tienen

lugar entre distintos tipos de biomoléculas en multitud de procesos

fundamentales para los seres vivos

Estructura del ADN

8

Estructura 2ria de las proteinas

.En General Los puentes de Hidrógeno:

◦ Reducen la presión de vapor.

◦ Aumentan los puntos de ebullición

◦ Aumentan la viscosidad

◦ Afectan la organización conformacional, especialmente en moléculas de

interés biológico

ESTRUCTURA DEL HIELO

. En el agua líquida, cada

molécula forma un promedio de 3.4 puentes hidrógeno con otras moléculas de agua en

una red cristalina regular.

Los copos de nieve están compuestos de cristales de hielo como este. Se presentan

en multitud de formas, pero casi siempre de simetría seis, aunque también hay

algunos de simetría tres o incluso doce. Muchas veces son de una gran belleza

Están compuestos de agua pura en la que las moléculas de H20 se disponen a lo

largo de una red cristalina de simetría hexagonal.

9

No son gotas de lluvia congeladas. Las formas de estos cristales dependen de la

humedad y temperatura a la cual el vapor de agua se congela. Las formas más

extremas se producen a -5 grados centígrados y a -15, con la formación

respectivamente de largas agujas y de grandes hexágonos como en el de la foto. La

red cristalina del hielo ocupa mas espacio que el mismo número de moléculas de

agua líquida. Al ocupar mas volumen la densidad disminuye .El hielo es menos

denso que el agua líquida y por eso flota.

Fuerzas de London o fuerzas de dispersión Dipolo temporario o dipolo

transitorio

Polarizabilidad

10

En átomos o moléculas simétricas, la distribución de los electrones alrededor del

núcleo o núcleos es homogénea. Sin embargo, esta homogeneidad es únicamente

temporal, ya que los electrones no están quietos en un determinado lugar y además los

núcleos vibran. Estos movimientos generan en un momento dado la aparición de zonas

con un exceso de carga negativa y otras con un defecto, o sea la presencia de dipolos

instantáneos, se dice que la molécula se Polariza (vea la ilustración ).

Estos dipolos hacen que una molécula simétrica distorsione también la distribución de

las cargas eléctricas en las moléculas vecinas.

Debido a su origen, las fuerzas de van der Waals o la polarizabiliad de las moléculas

aumentan generalmente con el número de electrones presentes y con su movilidad.La

polarización inducida es temporal no ocurre como en el caso de las moléculas

polares que es permanente,

Polarización es la facilidad con que puede distorsionarse la distribución de los

electrones en el átomo o molécula

La polarización aumenta con:

• mayor número de electrones

• más difusa la nube del electrón

Las fuerzas de dispersión normalmente aumentan con la masa molar

Las fuerzas de dispersión también se conocen como fuerzas de London o fuerzas de van

der Waal. Los primeros científicos que investigaron la naturaleza de las interacciones no

polares fueron Fritz London y Johannes van der Waal.

Son las responsables de la licuación de los gases como el O2 , N2 ,H2, aire liquido etc.

FUERZAS DE IÓN-DIPOLO INDUCIDO

Un ion puede alterar la densidad electrónica de un átomo o una molécula no polar que

se encuentra en su cercanía. La distribución electrónica del átomo se distorsiona por la

11

atracción ejercida, si el ión es positivo o por la repulsión ejercida, si el ión es negativo,

resultando la formación de un dipolo inducido

La fortaleza de la interacción también depende de la carga del ion y de la

polarizabilidad de la molécula. Así, cuanto más esparcida esté la nube electrónica en el

volumen molecular mayor será su polarizabilidad

FUERZAS DIPOLO- DIPOLO INDUCIDO

Semejante al caso anterior con la diferencia que la partícula inductora es una

molécula polar en lugar de un ion Al acercarse un dipolo a una molécula no polar

genera sobre ésta una distorsión(polarización) de la nube de e-, originando un

dipolo transitorio.

12

FUERZAS Ion-Dipolo

Se produce entre un ion y una carga parcial en el extremo de una molécula polar. Las

moléculas polares son dipolos, tienen un extremo positivo y un extremo negativo. Por

ejemplo la molécula de HCl.

La fuerza de esta interacción depende de la carga y tamaño del ion y de la magnitud del

dipolo. Las cargas en los cationes están generalmente más concentradas, dado que los

cationes suelen ser menores que los aniones. En consecuencia, a cargas iguales, un

catión interactúa más fuertemente con los dipolos que un anión.

La hidratación , es un ejemplo de interacción ion-dipolo. En una disolución acuosa de

NaCl, los iones Na+ y Cl

- se rodean de moléculas de agua, que tienen un dipolo grande.

De esta forma las moléculas de agua actúan como un aislante eléctrico que mantiene a

los iones separados.

13

Este proceso explica lo que ocurre cuando un compuesto iónico se disuelve en agua. El

tetracloruro de carbono (CCl4) es, por otro lado, una molécula no polar, y en

consecuencia carece de la posibilidad de participar en la interacción ion-dipolo. Lo que

se observa en la práctica es que el tetracloruro de carbono es un mal disolvente de

compuestos iónicos, como es el caso de la mayoría de los líquidos no polares.

Ejemplo de uniones Intermoleculares

14

15