Dipolo Permanente
Tipos de enlaces intermoleculares
Fuerzas iones – dipolo
Este tipo de enlaces ocurre entre iones y moléculas polares (que presentan dipolo eléctrico). Su función de la carga y tamaño del Ion, y del momento dipolar y tamaño de la molécula. Cuanto más concentrada este la carga (menor rayo) o cuanto mayor el módulo de carga, más intensas son las fuerzas Ion – dipolo.
¿Por qué la solvatación de clorato de sodio, NaCl, en agua, es más extensa que la de yodato de potasio, KI?
Porque debido al menor tamaño de los iones en primer lugar la sal, la carga se haya más concentrada, presentando así enlaces más fuertes.
¿Por que las fuerzas Ion – dipolo son más intensas en una solución acuosa de clorato de magnesio, Mgcl2, que en una solución acuosa de clorato de sodio, NaClO3?
A pesar de que los cationes presenten rayos del mismo orden de magnitud, la carga del cation magnesio es superior a la del cation sodio.
Dipolo permanente – dipolo permanente (dipolo – dipolo)
En los compuestos covalentes, los electrones se pueden compartir de una forma desigual, debido a los diferentes valores de electronegatividad, produciéndose dipolos. E muchos casos, la disposición espacial de estos dipolos hace que la molécula presente momento dipolar resultante diferente de cero, molécula polar.
Las fuerzas dipolo – dipolo resultan de atracciones electrostáticas entre los dipolos de las moléculas polares.
Enlaces de hidrógeno
Son un caso particular de los enlaces dipolo – dipolo, que se establecen entre moléculas que presentan enlaces covalentes del tipo H – F, H – O e H – N, como las moléculas H2O, HF y NH3. Los compuestos con enlace de hidrógeno presentan propiedades anómalas, nominados valores de temperatura de ebullición bastante superiores a los esperados.
Dipolo instantáneo – dipolo inducido (Fuerzas de dispersión de London)
En una molécula no polar es probable que en cualquier momento ocurra la formación de una asimetría en la distribución de la densidad electrónica, se crea entonces un dipolo instantáneo. Um dipolo de este tipo puede inducir un dipolo en las moléculas más próximas.
Las intensidades de estas fuerzas dependen de la polarizabilidad de la molécula, i.e., de la facilidad en distorcer la nube electrónica. Así, la intensidad de las fuerzas de dispersión de London:
- aumenta al aumentar el número de electrones y de la masa molar;
- diminuye con el aumento de la ramificación de la cadena.
Este tipo de enlace existe en todas las substancias moleculares, independientemente de que ellas presenten, o no, dipolos permanentes.
Dipolo permanente – dipolo inducido
La aproximación de una molécula polar de una no polar vecina provoca en esta última la distorsión de su nube electrónica (dipolo inducido).
La débil intensidad de estas fuerzas refleja la baja solubilidad de sustancias no polares en solventes polares, como es el caso del tetracloreto de carbono, CCl4, en agua.
Enlaces intermoleculares y estados físicos de la materia
Los estados físicos de la materia traducen el equilibrio entre la intensidad de las fuerzas intermoleculares y la libertad de movimiento de las moléculas.
Los cambios de estado físico que ocurren por aumento de la temperatura son explicados por el consiguiente aumento de la energía cinética que causa una mayor agitación molecular, superando así las fuerzas de atracción.
Los alcanos, moléculas no polares, se presentan en tres estados físicos, el aumento de la cadena se traduce en un aumento de la intensidad de las fuerzas de dispersión de London.
| Número de átomos de carbono | Estado físico |
| 1 a 4 | Gaseoso |
| 5 a 17 | Líquido |
| ³ 18 | Sólido |
Se verifica que la intensidad de las fuerzas de London aumenta con el aumento del número de electrones y con el tamaño de los átomos y moléculas. Se supone que en tales casos es mayor la posibilidad de polarización instantánea de la nube electrónica, con el consiguiente aumento global de las interacciones intermoleculares.
En el yodo los enlaces intermoleculares son suficientemente intensos para permitir su existencia en el estado sólido a la temperatura ambiente, contrariamente a lo que sucede con los otros halógenos con menor número atómico.
| Temperaturas de fusión y de ebullición de varias sustancias elementales | |||||
| Gases raros | Tfusión / ºC | Tebullición / ºC | Halógenos | Tfusión / ºC | Tebullición / ºC |
| He | < -272,2 | -268,6 | F2 | -219,62 | -188,14 |
| Ne | -248,67 | -245,92 | Cl2 | -100,98 | -34,6 |
| Ar | -189,2 | -185,7 | Br2 | -7,2 | 58,78 |
| Kr | -156,6 | -152,3 | I2 | 113,5 | 184,35 |
| Xe | -111,9 | -107,1 | |||
| Rn | -71 | -61,8 | |||
Los puntos de fusión y ebullición son característicos de las sustancias, es, pues, relacionada con la intensidad de las fuerzas intermoleculares
Mayor intensidad ==> Mayor punto de fusión y ebullición