FUERZAS INTERMOLECULARES

Fuerzas fundamentales son aquellas fuerzas del Universo que no se pueden explicar en función de otras más básicas. Las fuerzas o interacciones fundamentales conocidas hasta ahora son cuatro: gravitatoria, electromagnética, nuclear fuerte y nuclear débil.    

                       

1. La gravitatoria es la fuerza de atracción que un trozo de materia ejerce sobre otro, y afecta a todos los cuerpos. La gravedad es una fuerza muy débil y de un sólo sentido, pero de alcance infinito. 

                            

2. La fuerza electromagnética afecta a los cuerpos eléctricamente cargados, y es la fuerza involucrada en las transformaciones físicas y químicas de átomos y moléculas. Es mucho más intensa que la fuerza gravitatoria, tiene dos sentidos (positivo y negativo) y su alcance es infinito.     

3. La fuerza o interacción nuclear fuerte es la que mantiene unidos los componentes de los núcleos atómicos, y actúa indistintamente entre dos nucleones cualesquiera, protones o neutrones. Su alcance es del orden de las dimensiones nucleares, pero es más intensa que la fuerza electromagnética.

4. La fuerza o interacción nuclear débil es la responsable de la desintegración beta de los neutrones; los neutrinos son sensibles únicamente a este tipo de interacción. Su intensidad es menor que la de la fuerza electromagnética y su alcance es aún menor que el de la interacción nuclear fuerte.

Las partículas fundamentales interaccionan electromagnéticamente mediante el intercambio entre partículas cargadas.

Dentro de una molécula, los átomos están unidos mediante fuerzas intramoleculares (enlaces iónicos, metálicos o covalentes). 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 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, la temperatura  de fusión y de ebullición, la solubilidad, la tensión superficial, la densidad, entre otras.

Por lo general, son fuerzas débiles pero, al ser muy numerosas, su contribución es importante. La figura inferior resume los diversos tipos de fuerzas intermoleculares.

1. FUERZAS DE DISPERSIÓN

También se llaman fuerzas de London. Las fuerzas de dispersión son fuerzas atractivas débiles que se establecen fundamentalmente entre sustancias no polares, aunque también están presentes en las sustancias polares. Se deben a las irregularidades que se producen en la nube electrónica de los átomos de las moléculas por efecto de la proximidad mutua. 

La formación de un dipolo instantáneo en una molécula origina la formación de un dipolo inducido en una molécula vecina de manera que se origina una débil fuerza de atracción entre las dos.

Estas fuerzas son mayores al aumentar el tamaño y la asimetría de las moléculas. Son mínimas en los gases nobles (He, Ne), algo mayores en los gases diatómicos (H₂, N₂, O₂) y mayores aún en los gases poliatómicos (O₃, CO₂). Se denomina  polarizabilidad,  a la facilidad con que la distribución electrónica de un átomo o molécula, puede distorsionarse por acción de un campo eléctrico externo.

Por lo tanto, la polarizabilidad es la medida de la capacidad de distorsión de la nube electrónica, dentro de un átomo o molécula, originando la formación de un dipolo momentáneo.

2. FUERZAS 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.

3. FUERZAS TIPO PUENTE DE HIDRÓGENO

Los puentes de hidrógeno constituyen un caso especial de interacción dipolo-dipolo. Se producen cuando un átomo de hidrógeno está unido covalentemente a un elemento que sea:

         ·         Electronegatividad alta y con pares de electrones libres.

         ·         Con un pequeño tamaño y capaz, por lo 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 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 electrones no apareados.

Muchas de las propiedades físicas y químicas del agua se deben a los puentes de hidrógeno. Cada molécula de agua es capaz de formar 4 puentes de hidrógeno, lo que explica su elevado punto de ebullición, ya que es necesario romper gran cantidad de puentes de hidrógeno para que una molécula de agua pase al estado gaseoso. 

4. FUERZAS ION-DIPOLO

Son las que se establecen entre un ión y una molécula polar.

Por ejemplo, el NaCl se disuelve en agua por la atracción que existe entre los iones Na⁺ y Cl^- y los correspondientes polos con carga opuesta de la molécula de agua. Esta solvatación de los iones es capaz de vencer las fuerzas que los mantienen juntos en el estado sólido.

La capa de agua de hidratación que se forma en torno a ciertas proteínas y que resulta tan importante para su función también se forma gracias a estas interacciones.

Como se observa en la gráfica, los puntos de ebullición del HF, H₂O y NH₃ son más altos de lo esperado, según la tendencia observada en las combinaciones del hidrógeno con los elementos de los diversos grupos.     

Esto es debido a que, en estos casos, se forman asociaciones moleculares, a causa del enlace por puente de hidrógeno, que es necesario romper para provocar el cambio de estado; por eso, las temperaturas de fusión y ebullición resultan más elevadas.

¿Existen fuerzas intermoleculares en una sustancia iónica? ¿Qué fuerzas hay que vencer para fundir y eventualmente llevar al estado gaseoso los cristales de una sustancia iónica?

En una sustancia iónica no existen fuerzas intermoleculares, ya que no existen moléculas. Para fundir los cristales es necesario vencer las fuerzas que mantienen unidos a los iones en la red cristalina, o sea que estamos rompiendo la unión iónica, y se necesita entregar mucha energía para esto. Por eso las sustancias iónicas tienen muy elevados puntos de fusión o ebullición, mucho más altos que cualquier sustancia molecular, en la que sólo necesitamos vencer las fuerzas intermoleculares.

¿Podría explicar por qué el formaldehído (H₂CO) es soluble en agua mientras  que el metano (CH₄) no lo es?

La fuerzas intermoleculares que unen a las moléculas de formaldehído son más semejantes a las que unen a las moléculas de agua, ya que es una molécula polar. Esto ya determinaría que fuera más soluble que el metano. Pero además, el formaldehído puede formar uniones puente hidrógeno con el agua, entre el oxígeno del formaldehído y el hidrógeno del agua, lo que lo hace más soluble todavía.