1. *
Fuerzas Intermoleculares

2. FUERZAS
INTERMOLECULARES
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. Aunque son
considerablemente más débiles que los
enlaces iónicos, covalentes y metálicos.

3. Las principales fuerzas intermoleculares
son:
•El enlace de hidrógeno
•Las fuerzas de Van der Waals, que
podemos clasificar a su vez en:
Dipolo - Dipolo.
Dipolo - Dipolo inducido.
Ión dipolo.

4. ENLACE DE HIDRÓGENO
EJEMPLO: el agua. En una molécula aislada de
agua, existen dos átomos de hidrógeno y un
átomo de oxígeno.

5. FUERZAS DE VAN DE WALLS
Son atracciones débiles entre
moléculas no polares. Se producen
cuando estas moléculas no tienen
polos y son inducidas a provocar un
desplazamiento momentáneo de
los electrones, generando un polo
positivo y uno negativo, gracias al
cual se sienten atraídas.

6. DIPOLO- DIPOLO
Es una interacción no covalente entre dos moléculas
polares o dos grupos polares de la misma molécula si
ésta es grande. Las moléculas que son dipolos se
atraen entre sí cuando la región positiva de una está
cerca de la región negativa de la otra.

7. •Se producen entre moléculas polares
.
•Se trata de interacciones electrostát
icas
entre las cargas parciales.
•Más débiles que las que se producen
entre iones.
•Las moléculas intentan alinearse.
•Se manifiestan en un aumento de los
•Se manifiestan en un aumento de los
puntos de fusión y ebullición.

8. ETANOL
CH3CH2OH:

9. En un líquido, por ejemplo, las moléculas están
muy cercanas entre sí, unidas por fuerzas
intermoleculares, por ejemplo interacciones
dipolo-dipolo. Cuanto mayor es la fuerza
intermolecular que las une, mayor será el punto de
ebullición del líquido, dado que se necesitará más
energía para romper dichos enlaces.
Esto es lo que sucede con las moléculas de agua,
que están unidas por un tipo especial de
interacción dipolo, el puente de hidrógeno. En el
puente de hidrógeno el dipolo positivo de este
átomo interacciona con el par libre de electrones
del átomo de oxígeno.

10. DIPOLO DIPOLO

11. DIPOLO DIPOLO
INDUCIDO
El dipolo del átomo o molécula no
polar es un dipolo inducido porque
la separación de sus cargas
positivas y negativas se debe a la
proximidad de un ion o una
molécula polar.

12. •En condiciones normales, una molécula no polar tie
ne simetría esférica respecto a la
distribución de carga.
En un instante, la distribución de electrones no es ho
mogénea, sino que se produce
una separación de carga δ+/δ
que origina un dipolo instantáneo: una molécula no
polar se convierte momentáneamente en polar.
•Un dipolo induce una separación de carga en la mol
écula de la derecha. El nuevo
dipolo es un dipolo inducido.
•El resultado es una atracción dipolo-dipolo inducido

13. El agua cuya molécula es un dipolo, produce
una pequeña polarización en la molécula no
polar de OXÍGENO, la cual se transforma en
un dipolo inducido.
Esto hace que el OXÍGENO y el DIÓXIDO DE
CARBONO, que son no polares presenten
cierta solubilidad en solventes polares,
como el agua.

14. IÒ Los iones de una sustancia
N pueden interactuar con los
polos de las moléculas
DI covalentes polares. Así, el polo
P negativo de una molécula
O atrae al ion positivo y el polo
L positivo interactúa con el ion
O negativo: las partes de cada
molécula se unen por fuerzas
de atracción de cargas
opuestas.

15. IÓN DIPOLO
La hidratación es un ejemplo de
interacción ión - dipolo - dipolo. En
una disolución acuosa de NaCl, los
iones CL- y Na+ se rodean con los
polos con carga opuesta de la
molécula de agua, las cuales son
moléculas muy polares.

17. FUERZAS DE DISPERSIÓN
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 lugar a una clase de dipolo.
Aumenta con la masa molar, pues suele tener
mas electrones y la fuerza de dispersión
aumenta con el numero de electrones. A mayor
masa molar a menudo refleja un átomo mas
grande y es mas fácil alterar su distribución
electrónica porque el núcleo atrae con menos
fuerza a los electrones externos.

18. FUERZAS DE VAN DER WAALS
Las fuerzas de Van der Waals son fuerzas de
estabilización molecular; forman un enlace químico no
covalente en el que participan dos tipos de fuerzas o
interacciones, las fuerzas de dispersión (que son
fuerzas de atracción) y las fuerzas de repulsión entre
las capas electrónicas de 2 átomos contiguos. ‘’‘
Fuerzas de dispersión’‘’
Todos los átomos, aunque sean apolares, forman
pequeños dipolos debidos al giro de los electrones en
torno al núcleo. La presencia de este dipolo transitorio
hace que los átomos contiguos también se polaricen,
de tal manera que se producen pequeñas fuerzas de
atracción electrostática entre los dipolos que forman
todos los átomos.

19. 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.

20. POLARIZACIÓN
Facilidad con que la distribución electrónica
de un átomo o molécula, puede distorsionarse
por acción de un campo eléctrico externo.
Grado de polarización - Se define con la máxima
intensidad (Imax) transmitida a través del
polarizador y la mínima intensidad (Imin),
mediante la relación :

21. Esta propiedad está íntimamente relacionada con
otras propiedades como la solubilidad, punto de
fusión, punto de ebullición, fuerzas
intermoleculares, etc. Una molécula polar puede
ser NaCl que es muy polar y puede disociar con
agua que a la vez es sumamente polar.
Al formarse una molécula de modo enlace ionico el
par de electrones tiende a desplazarse hacia el
átomo que tiene mayor electronegatividad.

22. Así, los elementos químicos de menor electronegatividad se
encuentran en la esquina inferior izquierda de la tabla y los
de mayor en la esquina superior derecha, con el valor de
esta propiedad creciendo a través de la tabla periódica a lo
largo de una diagonal como se ve a continuación:

23. La polaridad influye en el estado de agregación de
las sustancias así como en termodinámica, ya que
las moléculas polares ofrecen fuerzas
intermoleculares (llamadas fuerzas de atracción
dipolo-dipolo) además de las fuerzas de dispersión o
fuerza de London.

25. 3.-Explique la diferencia entre un momento dipolar temporal y un
momento dipolar permanente.
Momento dipolar: es la medida cuantitativa de la polaridad de un enlace, producto de la carga
Q por la distancia r entre las cargas.
Momento dipolar temporal.- En un instante cualquiera los atomos pueden tener un momento
dipolo generado por las posiciones especificas de los electrones. En este momento dipolo se
denomina dipolo instantáneo porque dura solo una pequeña fracción de segundo. En otro
instante los electrones cambian si posición y el atomo tiene un nuevo dipolo instantáneo, y
asi sucesivamente. Sin embargo, en un tiempo promedio (el tiempo que toma medir un
momento dipolar), el atomo no tiene momento dipolo porque los dipolos instantáneos se
cancelan entre si. En un conjunto de atomos de helio, es posible que el dipolo instantáneo de
un solo atomo indusca un dipolo a cada uno de sus atomos vecinos. En el siguiente instante,
un dipolo instantáneo distinto puede crear dipolos temporales en los átomos de helio que los
rodean.

26. Momento dipolar permanente.-Se presentan entre dipolos
permanentes ocurren entre moléculas que tienen un momento dipolar
intrínseco; esto habitualmente se puede relacionar con una diferencia
de electronegatividad.

27. 4.- Mencione alguna evidencia de que todos los átomos y moléculas ejercen
fuerzas de atracción entre si.
La fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción que determinan varias de las
características y propiedades de los liquidos. Uno de los fenómenos mas comunes
relacionados con los liquidos es la tensión superficial.
Las moléculas que se encuentran en el seno de un liquido son jaladas en todas direcciones
por las fuerzas intermoleculares; no hay tendencia hacia una dirección única. Sin embargo
las moléculas de la superficie son jaladas hacia abajo y hacia los lados por otras
moléculas, pero no hacia arriba de la superficie. En consecuencia, estas atracciones
intermoleculares tienden a jalar esas moléculas hacia el liquido, lo que ocasiona que la
superficie se tense como si fuera una película elástica.

28. 5) ¿Que propiedades físicas se deberían considerar al comparar la intensidad
de las fuerzas intermoleculares en los solidos y líquidos?
Líquidos.- Las fuerzas de atracción intermolecular son suficientemente grandes como para
mantener a las moléculas cerca unas de otras
Los líquidos son más densos y menos compresibles que los gases
Los líquidos tienen un volumen definido que es independiente de la forma y tamaño del
recipiente que los contiene.
Las fuerzas atractivas no son suficientes como para mantener a las moléculas vecinas en
posición fija y las moléculas se mueven. De manera que los líquidos pueden vaciarse y
asumen la forma del recipiente.
Sólidos.- Las fuerzas intermoleculares entre moléculas vecinas son ahora suficientemente
grandes para mantenerlas en posiciones fijas unas respecto a las otras

29. Los sólidos (como los líquidos) no son compresibles debido a la ausencia de espacio entre las
moléculas vecinas
Si las moléculas en un sólido adoptan un empaquetamiento ordenado, se dice que la
estructura de las moléculas es cristalina
Debido a la magnitud de las fuerzas intermoleculares entre moléculas vecinas, los sólidos son
rígidos
Los líquidos tienen fuerzas moleculares más débiles que los sólidos
Tanto los sólidos como los líquidos tienen sus partículas muy cercanas unas a otras, por ello
les llamamos fases condensadas para distinguirlas de los gases

30. Las propiedades físicas de los líquidos y sólidos moleculares, en cambio, se deben en
gran medida a Fuerzas intermoleculares, las fuerzas que existen entre las moléculas.
En los líquidos, las fuerzas de atracción intermoleculares son lo bastante fuertes como
para mantener juntas las moléculas. Por ello, los líquidos son mucho más densos y
mucho menos compresibles que los gases. A diferencia de los gases, los líquidos tienen
un volumen definido, independiente del tamaño y la forma de su recipiente. Sin
embargo, las fuerzas de atracción en los líquidos no tienen la intensidad suficiente
para evitar que las moléculas se muevan unas respecto a otras. Por ello, los líquidos
pueden vertirse, y asumen la forma de su recipiente. En los sólidos, las fuerzas de
atracción intermoleculares son lo bastante intensas no sólo para mantener muy juntas
las moléculas, sino para fijarlas prácticamente en su sitio. Los sólidos, al igual que los
líquidos, no son muy compresibles, porque las moléculas no tienen mucho espacio libre
entre ellas. Es común que las moléculas ocupen posiciones en un patrón altamente
regular. Los sólidos que poseen estructuras muy ordenadas se clasifican como
cristalinos. Dado que las partículas de un sólido no están en libertad de tener
movimientos de largo alcance, los sólidos son rígidos

31. 6) ¿Cuales elementos pueden participar en los enlaces de hidrogeno?¿Por qué
el hidrogeno es único en este tipo de interacción?
Un enlace de hidrógeno resulta cuando esta densidad de carga positiva fuerte atrae a un
par libre de electrones de otro heterotermo, que se convierte en el aceptor de enlace de
hidrógeno.
Un enlace por puente de hidrógeno o enlace de hidrógeno es la fuerza atractiva entre
un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno unido covalentemente a otro átomo
electronegativo. Resulta de la formación de una fuerza dipolo-dipolo con un átomo de
hidrógeno unido a un átomo de nitrógeno, oxígeno o flúor La energía de un enlace de
hidrógeno es comparable a la de los enlaces covalentes débiles, y un enlace covalente
típico es sólo 20 veces más fuerte que un enlace de hidrógeno intermolecular. Estos
enlaces pueden ocurrir entre moléculas o entre diferentes partes de una misma
molécula.2El enlace de hidrógeno es una fuerza de van der Waals dipolo-dipolo fija muy
fuerte, pero más débil que el enlace covalente o el enlace iónico. El enlace de hidrógeno
está en algún lugar intermedio entre un enlace covalente y una simple atracción
electrostática intermolecular. Este tipo de enlace ocurre tanto en moléculas inorgánicas
tales como el agua, y en moléculas orgánicas como el ADN.

32. LOS ENLACES QUE PUEDE HACER EL HIDROGENO
El enlace de hidrógeno intermolecular es responsable del punto de ebullición alto del
agua (100°C). Esto es debido al fuerte enlace de hidrógeno, en contraste a los otros
hidruros de calcógenos. El enlace de hidrógeno intramolecular es responsable
parcialmente de la estructura secundaria, estructura terciaria y estructura
cuaternaria de las proteínas y ácidos nucleicos.
Los enlaces de hidrógeno pueden variar en fuerza, desde muy débiles (1-2 kJ mol−1) a
extremadamente fuertes (>155 kJ mol−1), como en el ion HF2−.4 Algunos valores
típicos incluyen:
•F—H...F (155 kJ/mol)
•O—H...N (29 kJ/mol)
•O—H...O (21 kJ/mol)
•N—H...N (13 kJ/mol)
•N—H...O (8 kJ/mol)
•HO—H...:OH3+ (18 kJ/mol5 ) (Información obtenida usando dinámica molecular como
se detalla en la referencia, y debería ser comparada con 7.9 kJ/mol para agua en
bruto, obtenida también usando la misma dinámica molecular.)

33. · La longitud de los enlaces de hidrógeno depende de la fuerza del
enlace, temperatura, y presión. La fuerza del enlace misma es
dependiente de la temperatura, presión, ángulo de enlace y
ambiente (generalmente caracterizado por la constante dieléctrica
local). La longitud típica de un enlace de hidrógeno en agua es 1.97 Å
(197 pm). El ángulo de enlace ideal depende de la naturaleza del
donante del enlace de hidrógeno. Los resultados experimentales del
donante fluoruro de hidrógeno con diversos aceptores muestran los
siguientes ángulos:6
Aceptor···Donante Simetría TREPEV Ángulo (°)
HCN···HF lineal 180
H2CO ··· HF trigonal plana 110
H2O ··· HF piramidal 46
H2S ··· HF piramidal 89
SO2 ··· HF trigonal plana 145