fuerzas Intermoleculares

1. INTEGRANTES:
CHALE BATUN RAUL
PINTO PINTO JAIR EDUARDO
HERNÁNDEZ MARADIAGA AXEL
ANTONIO
FUERZAS
INTERMOLECULARES

2. FUERZAS IÓN DIPOLO
• SON LAS QUE SE ESTABLECEN ENTRE UN IÓN Y
UNA MOLÉCULA POLAR, LOS IONES DE UNA
SUSTANCIA PUEDEN INTERACTUAR CON LOS
POLOS DE LAS MOLÉCULAS COVALENTES
POLARES. EL POLO NEGATIVO DE UNA MOLÉCULA
ATRAE AL ION POSITIVO Y EL POLO POSITIVO
INTERACTÚA CON EL ION NEGATIVO: LAS PARTES
DE CADA MOLÉCULA SE UNEN POR FUERZAS DE
ATRACCIÓN DE CARGAS OPUESTAS.

3.  Por ejemplo:
El proceso de hidratación es una
interacción ion-dipolo donde los iones de
sodio Na y cloro Cl, se rodean por
moléculas de agua. También se puede
definir como las fuerzas de atracción
entre moléculas polares.

4. FUERZAS DE VAN DER WAALS
• SON FUERZAS DE ATRACCIÓN DÉBILES QUE SE
ESTABLECEN ENTRE MOLÉCULAS ELÉCTRICAMENTE
NEUTRAS (TANTO POLARES COMO NO POLARES),
ESTAS FUERZAS SON LAS RESPONSABLES DE MUCHOS
FENÓMENOS FÍSICOS Y QUÍMICOS COMO LA
ADHESIÓN, ROZAMIENTO, DIFUSIÓN, TENSIÓN
SUPERFICIAL Y LA VISCOSIDAD. DEPENDEN
EXCLUSIVAMENTE DEL TAMAÑO Y FORMA DE LA
MOLÉCULA PUDIENDO SER DE ATRACCIÓN O DE
REPULSIÓN, DAN ESTABILIDAD A LA UNIÓN ENTRE
VARIAS MOLÉCULAS.

5. FUERZAS DIPOLO-DIPOLO
• SE FORMA ENTRE UN DIPOLO POSITIVO DE UNA
MOLÉCULA POLAR CON EL DIPOLO NEGATIVO DE
OTRA POLAR. INTERACCIÓN NO COVALENTE, LAS
MOLÉCULAS QUE SON DIPOLOS SE ATRAEN ENTRE SÍ
CUANDO LA REGIÓN POSITIVA DE UNA ESTÁ CERCA
DE LA REGIÓN NEGATIVA DE LA OTRA. PODRÍAMOS
DECIR QUE ES SIMILAR AL ENLACE IÓNICO PERO
MUCHO MÁS DÉBIL, SERÁ MÁS INTENSA CUANTO
MAYOR ES LA POLARIZACIÓN DE DICHAS MOLÉCULAS
POLARES.

6. FUERZAS DIPOLO-DIPOLO
INDUCIDO
• TIENEN LUGAR ENTRE UNA MOLÉCULA
POLAR Y UNA MOLÉCULA APOLAR.
• SON INTERACCIONES QUE OCURREN A
NIVEL DE CATIÓN-ANIÓN, ENTRE
DISTINTAS MOLÉCULAS CARGADAS, Y QUE
POR LO MISMO TENDERÁN A FORMAR UNA
UNIÓN ELECTROSTÁTICA ENTRE LOS
EXTREMOS DE CARGAS OPUESTAS DEBIDO
A LA ATRACCIÓN ENTRE ELLAS. GRACIAS A
ESTA INTERACCIÓN, GASES APOLARES
COMO EL O2, EL N2 O EL CO2 SE PUEDEN

7. PUENTE DE HIDROGENO
• 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 O O N.

8. • 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.
EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO, QUE CUENTA CON
CARGA POSITIVA, SE CONOCE COMO ÁTOMO
DONANTE, MIENTRAS QUE EL ÁTOMO DE OXÍGENO,
FLÚOR O NITRÓGENO ES EL ÁTOMO ACEPTOR DEL
ENLACE.

9. PUENTE

10. FUERZAS DE DISPERSIÓN (DE
LONDON)
• SE ORIGINAN A PARTIR DE MOMENTOS
DIPOLARES QUE SON INDUCIDOS EN UNA
MOLÉCULA POR OTRA PRÓXIMA, SE DAN ENTRE
MOLÉCULAS COVALENTES APOLARES, E
INCLUSO ENTRE ÁTOMOS NO ENLAZADOS,
COMO ES EL CASO DE LOS GASES NOBLES.

11. • SE DEBEN A LAS IRREGULARIDADES
QUE SE PRODUCEN EN LA NUBE
ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS DE
LAS MOLÉCULAS POR EFECTO DE LA
PROXIMIDAD MUTUA.
• ESTAS FUERZAS SON MAYORES AL
AUMENTAR EL TAMAÑO Y LA
ASIMETRÍA DE LAS MOLÉCULAS.

12. ÁCIDOS Y BASES

13. TEORÍA ÁCIDO-BASE DE
ARRHENIUS
• EL CONCEPTO DE ÁCIDO-BASE DE ARRHENIUS
CLASIFICA UNA SUSTANCIA COMO UN ÁCIDO SI
PRODUCE IONES HIDRÓGENO H(+) O IONES
HIDRONIO H3O(+) EN AGUA.

14. • UNA SUSTANCIA SE CLASIFICARÁ
COMO UNA BASE SI PRODUCE IONES
HIDRÓXIDO OH(-) EN AGUA. ESTA
MANERA DE DEFINIR LOS ÁCIDOS Y
LAS BASES FUNCIONA BIEN PARA LAS
SOLUCIONES ACUOSAS, PERO LAS
PROPIEDADES DE ÁCIDO Y DE BASE SE
OBSERVAN EN OTROS ENTORNOS.

15. CONCEPTO DE ÁCIDO-BASE DE
BRONSTED-LOWRY
• LA TEORÍA DE BRONSTED-LOWRY CLASIFICA
UNA SUSTANCIA COMO ÁCIDO SI ACTÚA COMO
DONADOR DE PROTONES, Y COMO UNA BASE SI
ACTÚA COMO ACEPTOR DE PROTONES.

16. • LAS BASES INCLUYEN TAMBIÉN A LAS QUE NO
TIENEN IONES HIDRÓXIDO Y QUE PUEDE ACEPTAR
PROTONES A DIFERENCIA DE LA BASES DE
ARRHENIUS.
• LA BASE CONJUGADA DE UN ÁCIDO DE BRONSTED-
LOWRY ES LA ESPECIE QUE SE FORMA DESPUÉS DE
QUE UN ÁCIDO DONÓ UN PROTÓN. EL ÁCIDO
CONJUGADO DE UNA BASE DE BRONSTED-LOWRY
ES LA ESPECIE QUE SE FORMA CUANDO UNA BASE
ACEPTA UN PROTÓN.

17. CONCEPTO DE ÁCIDO-BASE
DE LEWIS
• LA TEORÍA DE LEWIS CLASIFICA UNA SUSTANCIA
COMO ÁCIDO SI ACTÚA COMO UN ACEPTOR DE
PAR DE ELECTRONES Y COMO UNA BASE SI
ACTÚA COMO UN DONADOR DE PAR DE
ELECTRONES.
• A LOS ÁCIDOS SE LES CONOCE COMO
ELECTRÓFILOS Y A LAS BASES NUCLEÓFILOS.

18. • BASTA CON QUE UNA SUSTANCIA DISPONGA DE
UN ORBITAL VACÍO, SIN QUE SEA NECESARIO QUE
CONTENGA ÁTOMOS DE HIDRÓGENO EN SU
MOLÉCULA. ASÍ, SON ÁCIDOS DE LEWIS LOS IONES
METÁLICOS O COMPUESTOS COMO SO3, SO2,
ALCL3 O CO2.
• SERÁN BASES DE LEWIS LAS ESPECIES QUÍMICAS
CON PARES ELECTRÓNICOS SIN COMPARTIR:
COMPUESTOS COMO H2O, NA2O O NH3 SON
BASES DE LEWIS, PERO TAMBIÉN LOS SON IONES
COMO LOS HALUROS, F-, CL-, O CUALQUIERA CON
ELECTRONES NO COMPARTIDOS.