Apuntes de càtera

1. 2015
Carrera: Ingeniería Agronómica
Espacio Curricular: Química General
Docente: Valeria Ormaechea
Fuerzas intermoleculares

2. Química General Facultad de Ciencias Agropecuarias
2
Índice temático
Introducción a los estados de la materia ………………………………………………3
Fuerzas intermoleculares- definición y clasificación………………………………….3
Actividades a desarrollar………………………………………………………………….7
Bibliografía recomendada………………………………………………………………7

3. Química General Facultad de Ciencias Agropecuarias
3
ESTADOS DE LA MATERIA
La materia puede encontrarse en el universo en diferentes estados de
agregación; Sólido, líquido y gaseoso. Si bien cada estado tiene sus propiedades y
características debemos hacer un análisis a nivel molecular para comprender el por
qué una sustancia puede encontrarse en un estado o en otro.
Existen características de cada estado de la materia que le son propias y
determinan el comportamiento de los mismos; por este motivo es interesante
conocer las sustancias en sus diferentes estados; los cuales dependen directamente
de la temperatura a la cual se encuentren sometidas.
Características de los tres estados principales de la materia.
1. SÓLIDOS
-Orden molecular
-Partículas fijas en una posición determinada.
-Partículas unidas entre si
- Poseen forma y volumen determinado
2. LÍQUIDOS
-Menor desorden
-Partículas presentan un movimiento relativo entre si
-Partículas tienen mayor cohesión (juntas)
- Forma determinada al recipiente que los contiene
3. GASES
-Desorden total
-Partículas presentan completa libertad de movimiento.
-Partículas tienden a estar alejadas entre si
- Forma y volumen indeterminado.
¿Por que estudiar las Fuerzas intermoleculares?
Dentro de una molécula, los átomos están unidos mediante fuerzas
intramoleculares o enlaces (enlaces iónicos, metálicos o covalentes,

4. Química General Facultad de Ciencias Agropecuarias
4
principalmente). Es importante comprender que estas son las fuerzas que se
deben vencer para que se produzca un cambio químico.
Sin embargo existen otras fuerzas intermoleculares que se dan entre
moléculas y/o iones vecinos hacen que éstos se atraigan o se repelan. Estas
fuerzas son las responsables del
comportamiento no ideal de los
gases y 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.
Existen diferentes tipos de fuerzas intermoleculares que difieren en su
magnitud; las mismas pueden clasificarse en principio en dos grandes grupos;
las que se encuentran dadas por las fuerzas de Van de Wals y las que se
producen por la interacción iónica.
 London: estas fuerzas se presentan en todas las sustancias
moleculares. Cuando una molécula es no polar, no existe un dipolo, su nube
electrónica es simétrica, sin embargo sus electrones se encuentran en
FUERZAS
INTERMOLECULAR
ES
VAN DE
WALS
LONDON DIPOLO-
DIPOLO
PUENTE
HIDRÓGEN
O
ION-DIPOLO
ION-ION

5. Química General Facultad de Ciencias Agropecuarias
5
constante movimiento; esto ocasiona que momentáneamente la molécula se
desforme y se produzca un dipolo.
Fue un físico alemán-estadounidense Fritz London en 1930, el primero en
determinar el origen para esta atracción. London reconoció que el movimiento
de los electrones en un átomo o molécula puede crear un momento dipolar
instantáneo. Esto puede suceder por choques entre moléculas o con las
paredes del recipiente.
A este fenómeno mediante el cual se forma un dipolo instantáneo se le
denomina polarización, y cuando esto sucede en una molécula,
inmediatamente induce a la molécula vecina a que también se polarice.
Continuamente se están formando y destruyendo estos dipolos temporarios
y su intensidad depende de la facilidad con que se polarizan los electrones de
una molécula, lo cual está en
relación directa con el número
de electrones en la molécula y
de la fuerza con que los sujeta la
atracción nuclear. En este
sentido y si se tiene en cuenta
que la cantidad de electrones es
igual a la de los protones en cada átomo neutro, y que la masa atómica esta
dada por la suma de protones y neutrones entonces puede decirse que a
mayor masa molecular mayor fuerza de london.
Es interesante destacar que si bien estos dipolos instantáneos se producen
también en las moléculas polares, son las únicas fuerzas intermoleculares de
las sustancias apolares.
 Dipolo-Dipolo: también conocidas como Keeson, por Willem Hendrik Keesom,
quien las analizó matemáticamente en 1921, son las fuerzas de atracción que
ocurren entre dos moléculas con dipolos permanentes. Cuando una molécula
es polar existe una atracción electrostática entre el extremo positivo de una de
ellas y el extremo negativo de otra vecina. Lo cual hace que las mismas
interaccionen. Un ejemplo de esto puede ser observado en el ácido clorhídrico.

6. Química General Facultad de Ciencias Agropecuarias
6
 Puente hidrógeno: este tipo de fuerzas intermoleculares es un caso
especial de dipolo-dipolo; pero al darse con moléculas formadas por elementos
de muy diferente electronegatividad las atracciones son mayores. Para que
exista unión puente hidrógeno la molécula debe cumplir la condición que exista
un átomo de hidrógeno unido directamente a un átomo muy electronegativo (F,
O ó N).En este tipo de atracciones, el agua es el mejor ejemplo.
Las uniones puente hidrógeno son las responsables de que exista el
agua líquida a temperatura ambiente, y con ello de que exista la vida tal cual la
conocemos.
Este tipo de fuerzas son 10 veces más intensas que las dipolo -dipolo y
a su vez éstas son 10 veces más intensas que las fuerzas de London.
 Ion- Dipolo: esta interacción ocurre entre una particula cargada (catión o
anion) y un dipolo permanente.
 Ion-Ion: Cualquiera de las fuerzas intermoleculares anteriores son mucho
menos intensas que la ion-ion, debido a que esta es una unión Inter- partícula.
Se da en todas las sales.

7. Química General Facultad de Ciencias Agropecuarias
7
¿Cómo pueden ordenarse las fuerzas?
Las fuerzas intermoleculares pueden ordenarse en orden creciente de la siguiente
manera:
London < Dipolo-Dipolo < Puente Hidrógeno < Ion- Dipolo < Ion-Ion
Entonces; si analizamos ejemplo algunas sustancias,; podríamos decir que los
gases de cómo el H2 y el O2 tienen puntos de ebullición más bajos que el de el HCl y
éste menores al del NaCl. Esto se debe a que las dos primeras moléculas son
apolares, por lo cual solo pueden interactuar mediante fuerzas de London y les será
más fácil pasar al estado gaseoso (se encuentran en dicho estado naturalmente); en
cambio el HCl, como molécula dipolar deberá ser sometido a una mayor energía para
que se rompa la atracción entre sus moléculas y éstas puedan pasar a gas. La sal, por
su parte, es muy difícil de gasificar ya que las uniones intrmoleculares que presenta
son Ion-Ion.
Asimismo; las fuerzas intermoleculares permiten comprender el por qué las
sustancias polares se disuelven en sustancias polares y las apolares en apolares. En
este sentido debe analizarse desde el punto de vista de que para que un soluto pueda
disolverse en un solvente, primero debe intervenir en las interacciones solvente-
solvente, para lo cual las fuerzas intermoleculares deben ser comparables.
También puede explicarse la alta tensión superficial del agua y su función de
termorregulador de organismos, ya que su alto punto de ebullición permite que las
células regulen su temperatura, y esto se debe a las interacciones Puente Hidrógeno
que presenta.
Cuestionario
1. ¿Por qué motivo considera que el agua posee un punto de ebullición
mayor al del alcohol metílico?
2. ¿Por qué motivo el agua no se solubiliza en aceite?
3. ¿Podría ordenar de menor a mayor los siguientes compuestos de
acuerdo a su punto de ebullición? CO- AgBr- HF-HI- Ne
4. Exprese, según lo comprendido, por qué motivo los gases de N, H y O
del aire no son licuados a temperatura ambiente.
5. De acuerdo a lo estudiado en esta unidad y relacionando con lo
estudiado en Cinética química, ¿cómo las podría relacionar? Explique y
ejemplifique.

8. Química General Facultad de Ciencias Agropecuarias
8
Bibliografía recomendada
- Whitten, K.W., Davis, R. E., Peck, M.L. Química General
- Atkins P.W, Jones L. Química. 3ra edición. Ed. Omega.
- Brown, T.L., Le May, H.E., Bursten, B.E. Química: la ciencia central.
- Chang, R., College,W. Química, 7ma edición. Ed. Mc Graw-Hill.
Sitios de Internet recomendados:
- http://www.ehu.eus/biomoleculas/moleculas/fuerzas.htm
- http://campus.fi.uba.ar/pluginfile.php/79160/mod_resource/content/0/Mat
erial_Adicional/4.B-FUERZAS_INTERMOLECULARES.pdf