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Las fuerzas intermoleculares son atracciones entre moléculas, que influyen en propiedades físicas como el punto de fusión y ebullición. Son más débiles que los enlaces intramoleculares (iónico, covalente, metálico).
En sustancias covalentes, los principales tipos son:
1. Fuerzas de Van der Waals:
Fuerzas dipolo-dipolo: Ocurren entre moléculas polares. Son débiles y disminuyen con el aumento de la temperatura.
Por ejemplo, ocurren entre moléculas de HCl, polares.
Fuerzas de London (dipolo instantáneo - dipolo inducido): Presentes en todas las moléculas, especialmente relevantes en apolares. Se deben a la formación de dipolos temporales por el movimiento de los electrones. Aumentan con la masa molecular, explicando por qué, al aumentar el tamaño molecular, algunas sustancias apolares pasan de ser gases a líquidos o sólidos a temperatura ambiente.
Ocurren en cualquier molécula pero, por ejemplo, tienen especial importancia en moléculas apolares como Br2 o N2.
Fuerzas de Debye (dipolo permanente - dipolo inducido): Se dan entre una molécula polar y una apolar, donde la primera induce un dipolo temporal en la segunda.
Un ejemplo podría ser entre moléculas de HBr y Br2.
2. Enlace por Puente de Hidrógeno:
Atracción intermolecular fuerte que ocurre cuando un átomo de hidrógeno (H) unido a un átomo pequeño y muy electronegativo (O, F o N, únicamente) interactúa con otro átomo electronegativo (F, O, N) de una molécula vecina.
Ocurre en moléculas como HF, NH3 y H2O.
Es crucial comprender que el estado físico (sólido, líquido o gas) de una sustancia covalente no depende de los enlaces covalentes que mantienen unidos a los átomos dentro de cada molécula, sino de las fuerzas de atracción entre las propias moléculas. Estas fuerzas, que ya conocemos Es crucial comprender que el estado físico (sólido, líquido o gas) de una sustancia covalente no depende de los enlaces covalentes que mantienen unidos a los átomos dentro de cada molécula, sino de las fuerzas intermoleculares que unen las distintas moléculas.
Veamos un ejemplo de qué nos pueden preguntar:
Ejemplo: Razone cuál de las siguientes parejas tiene un mayor punto de ebullición:
a) N2 y CO
El N2 es una molécula apolar, ya que está formada por dos átomos idénticos, por lo que solo experimenta débiles fuerzas de dispersión de London. En cambio, el CO es una molécula polar debido a la diferencia de electronegatividad entre el carbono y el oxígeno. Esta polaridad genera un momento dipolar permanente, lo que da lugar a fuerzas dipolo-dipolo más fuertes que las fuerzas de London del N2. Por lo tanto, el CO tiene un mayor punto de ebullición que el N2.
(Datos experimentales: P. eb. (CO) = -191.5 °C; P. eb. (N2 = -196 °C).
b) PH3 y SiH4
Aunque el PH3 (fosfano) tiene una masa molecular ligeramente mayor que el SiH4 (silano), el factor determinante en este caso es la geometría molecular y la polaridad resultante. El SiH4 presenta una geometría tetraédrica perfecta (AX4) lo que lo convierte en una molécula apolar. Las fuerzas intermoleculares en el SiH4 son, por lo tanto, solo de dispersión de London. En cambio, el PH3 tiene una geometría de pirámide trigonal (AX3E) con un par de electrones libres en el fósforo. Esta asimetría convierte al PH3 en una molécula polar con un momento dipolar permanente. En consecuencia, el PH3 experimenta fuerzas dipolo-dipolo, que son más intensas que las de London. Por lo tanto, el PH3 tiene un mayor punto de ebullición que el SiH4.
(Datos experimentales: P. eb. (PH3) = -88 °C; P. eb. (SiH4 = -112 °C).
c) Br2 y ICl.
Al igual que en el caso anterior, la diferencia de masa molecular entre el Br<sub>2</sub> (bromo molecular) y el ICl (monocloruro de yodo) es pequeña. La clave aquí radica en la polaridad. El Br2 es una molécula apolar, ya que está formada por dos átomos idénticos. Sus fuerzas intermoleculares son, por lo tanto, solo de dispersión de London. Por otro lado, el ICl es una molécula polar debido a la diferencia de electronegatividad entre el yodo y el cloro. Esto le confiere un momento dipolar permanente y, en consecuencia, experimenta fuerzas dipolo-dipolo, más fuertes que las de London. Por lo tanto, el ICl tiene un mayor punto de ebullición que el Br2.
(Datos experimentales: P. eb. (ICl) = 97.4 °C; P. eb. (Br2= 58.8 °C).
1. Los valores de los puntos de ebullición de la combinación de hidrógeno con los halógenos y los anfígenos se muestran en la tabla siguiente:
Compuesto | HF | HCl | HBr | HI |
P fusión (°C) | 19,5 | -85 | -67 | -25 |
Explica el por qué de la tendencia y las anomalías:
Solución
Tendencia general: Si observamos HCl, HBr y HI, el punto de ebullición aumenta a medida que descendemos en el grupo de los halógenos (Cl < Br < I). Esto se debe al aumento de las fuerzas de dispersión de London. A mayor tamaño y masa molecular, mayor es la intensidad de estas fuerzas.
Anomalía del HF: El HF presenta un punto de ebullición anormalmente alto (19.5 °C) en comparación con la tendencia observada en los otros haluros de hidrógeno. Debería ser el que tuviera el menor punto de ebullición, pero es el que lo tiene mayor. La razón es la presencia de fuertes puentes de hidrógeno entre sus moléculas.
El flúor es el elemento más electronegativo de la tabla periódica. La gran diferencia de electronegatividad entre el hidrógeno y el flúor en el enlace H-F crea una gran polaridad, dejando al hidrógeno con una carga parcial positiva (δ+) y al flúor con una carga parcial negativa (δ-). Esto permite la formación de puentes de hidrógeno, que son atracciones intermoleculares significativamente más fuertes que las fuerzas dipolo-dipolo o las fuerzas de dispersión de London presentes en los otros haluros de hidrógeno.
2. Ordena las siguientes sustancias de menor a mayor punto de ebullición: Butano (CH4), propano (C3H8) y hexano (C6H14).
Solución
Todas estas sustancias son hidrocarburos alcanos, por lo tanto, son apolares. La única fuerza intermolecular presente son las fuerzas de dispersión de London. La intensidad de estas fuerzas aumenta con la masa molecular y el tamaño de la molécula. Por lo tanto, el orden de menor a mayor punto de ebullición es:
Propano < Butano < Hexano
3. Explica por qué el etanol (CH3CH2OH) tiene un punto de ebullición mayor que el etano (CH3CH3).
Solución
El etano es un hidrocarburo apolar y solo experimenta fuerzas de dispersión de London. El etanol, en cambio, tiene un grupo hidroxilo (-OH) que le permite formar puentes de hidrógeno entre sus moléculas. Los puentes de hidrógeno son más fuertes que las fuerzas de dispersión de London. Por lo tanto, se necesita más energía para separar las moléculas de etanol, lo que resulta en un mayor punto de ebullición.
4. ¿Por qué el agua (H2O) tiene un punto de ebullición anormalmente alto en comparación con el sulfuro de hidrógeno (H2S) a pesar de que el azufre es más pesado que el oxígeno?
Solución
Tanto el H2O como el H2S son moléculas polares y presentan fuerzas dipolo-dipolo. Sin embargo, el oxígeno es suficientemente pequeño y electronegativo como para formar puentes de hidrógeno, mientras que el azufre no. Los puentes de hidrógeno son fuerzas intermoleculares mucho más fuertes que las fuerzas dipolo-dipolo presentes en el H2S. Por lo tanto, aunque el H2S tiene mayores fuerzas de dispersión de London debido a su mayor masa molecular, el efecto de los puentes de hidrógeno en el agua es mucho más significativo, resultando en un punto de ebullición considerablemente mayor.