Saltar al contenido principal

# 5.10: Las implicaciones de la polaridad de enlace

$$\newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} }$$

$$\newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}}$$

$$\newcommand{\id}{\mathrm{id}}$$ $$\newcommand{\Span}{\mathrm{span}}$$

( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) $$\newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}$$

$$\newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}$$ $$\newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}$$

$$\newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}$$ $$\newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}$$

$$\newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}$$

$$\newcommand{\Span}{\mathrm{span}}$$

$$\newcommand{\id}{\mathrm{id}}$$

$$\newcommand{\Span}{\mathrm{span}}$$

$$\newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}$$

$$\newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}$$

$$\newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}$$

$$\newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}$$

$$\newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}$$

$$\newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}$$

$$\newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}$$

$$\newcommand{\Span}{\mathrm{span}}$$ $$\newcommand{\AA}{\unicode[.8,0]{x212B}}$$

$$\newcommand{\vectorA}[1]{\vec{#1}} % arrow$$

$$\newcommand{\vectorAt}[1]{\vec{\text{#1}}} % arrow$$

$$\newcommand{\vectorB}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} }$$

$$\newcommand{\vectorC}[1]{\textbf{#1}}$$

$$\newcommand{\vectorD}[1]{\overrightarrow{#1}}$$

$$\newcommand{\vectorDt}[1]{\overrightarrow{\text{#1}}}$$

$$\newcommand{\vectE}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash{\mathbf {#1}}}}$$

$$\newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} }$$

$$\newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}}$$

$$\newcommand{\avec}{\mathbf a}$$ $$\newcommand{\bvec}{\mathbf b}$$ $$\newcommand{\cvec}{\mathbf c}$$ $$\newcommand{\dvec}{\mathbf d}$$ $$\newcommand{\dtil}{\widetilde{\mathbf d}}$$ $$\newcommand{\evec}{\mathbf e}$$ $$\newcommand{\fvec}{\mathbf f}$$ $$\newcommand{\nvec}{\mathbf n}$$ $$\newcommand{\pvec}{\mathbf p}$$ $$\newcommand{\qvec}{\mathbf q}$$ $$\newcommand{\svec}{\mathbf s}$$ $$\newcommand{\tvec}{\mathbf t}$$ $$\newcommand{\uvec}{\mathbf u}$$ $$\newcommand{\vvec}{\mathbf v}$$ $$\newcommand{\wvec}{\mathbf w}$$ $$\newcommand{\xvec}{\mathbf x}$$ $$\newcommand{\yvec}{\mathbf y}$$ $$\newcommand{\zvec}{\mathbf z}$$ $$\newcommand{\rvec}{\mathbf r}$$ $$\newcommand{\mvec}{\mathbf m}$$ $$\newcommand{\zerovec}{\mathbf 0}$$ $$\newcommand{\onevec}{\mathbf 1}$$ $$\newcommand{\real}{\mathbb R}$$ $$\newcommand{\twovec}[2]{\left[\begin{array}{r}#1 \\ #2 \end{array}\right]}$$ $$\newcommand{\ctwovec}[2]{\left[\begin{array}{c}#1 \\ #2 \end{array}\right]}$$ $$\newcommand{\threevec}[3]{\left[\begin{array}{r}#1 \\ #2 \\ #3 \end{array}\right]}$$ $$\newcommand{\cthreevec}[3]{\left[\begin{array}{c}#1 \\ #2 \\ #3 \end{array}\right]}$$ $$\newcommand{\fourvec}[4]{\left[\begin{array}{r}#1 \\ #2 \\ #3 \\ #4 \end{array}\right]}$$ $$\newcommand{\cfourvec}[4]{\left[\begin{array}{c}#1 \\ #2 \\ #3 \\ #4 \end{array}\right]}$$ $$\newcommand{\fivevec}[5]{\left[\begin{array}{r}#1 \\ #2 \\ #3 \\ #4 \\ #5 \\ \end{array}\right]}$$ $$\newcommand{\cfivevec}[5]{\left[\begin{array}{c}#1 \\ #2 \\ #3 \\ #4 \\ #5 \\ \end{array}\right]}$$ $$\newcommand{\mattwo}[4]{\left[\begin{array}{rr}#1 \amp #2 \\ #3 \amp #4 \\ \end{array}\right]}$$ $$\newcommand{\laspan}[1]{\text{Span}\{#1\}}$$ $$\newcommand{\bcal}{\cal B}$$ $$\newcommand{\ccal}{\cal C}$$ $$\newcommand{\scal}{\cal S}$$ $$\newcommand{\wcal}{\cal W}$$ $$\newcommand{\ecal}{\cal E}$$ $$\newcommand{\coords}[2]{\left\{#1\right\}_{#2}}$$ $$\newcommand{\gray}[1]{\color{gray}{#1}}$$ $$\newcommand{\lgray}[1]{\color{lightgray}{#1}}$$ $$\newcommand{\rank}{\operatorname{rank}}$$ $$\newcommand{\row}{\text{Row}}$$ $$\newcommand{\col}{\text{Col}}$$ $$\renewcommand{\row}{\text{Row}}$$ $$\newcommand{\nul}{\text{Nul}}$$ $$\newcommand{\var}{\text{Var}}$$ $$\newcommand{\corr}{\text{corr}}$$ $$\newcommand{\len}[1]{\left|#1\right|}$$ $$\newcommand{\bbar}{\overline{\bvec}}$$ $$\newcommand{\bhat}{\widehat{\bvec}}$$ $$\newcommand{\bperp}{\bvec^\perp}$$ $$\newcommand{\xhat}{\widehat{\xvec}}$$ $$\newcommand{\vhat}{\widehat{\vvec}}$$ $$\newcommand{\uhat}{\widehat{\uvec}}$$ $$\newcommand{\what}{\widehat{\wvec}}$$ $$\newcommand{\Sighat}{\widehat{\Sigma}}$$ $$\newcommand{\lt}{<}$$ $$\newcommand{\gt}{>}$$ $$\newcommand{\amp}{&}$$ $$\definecolor{fillinmathshade}{gray}{0.9}$$

Dos propiedades físicas importantes de las moléculas (aunque esto se aplica principalmente a moléculas pequeñas y no macromoléculas) son sus puntos de fusión y ebullición. Aquí estamos considerando una muestra pura que contiene números extremadamente grandes de la molécula. Empecemos por una temperatura a la que la muestra sea líquida. Las moléculas se mueven una con respecto a la otra, hay interacciones entre las moléculas, pero son transitorias, las moléculas cambian constantemente de vecinas. A medida que aumentamos la temperatura del sistema, la energía de las colisiones es ahora tal que todas las interacciones entre las moléculas vecinas se rompen, y las moléculas vuelan alejándose unas de otras. Si chocan entre sí, no se adhieren; el enlace que podría formarse no es lo suficientemente fuerte como para resistir la energía cinética entregada por colisión con otras moléculas. Se dice que las moléculas son un estado gaseoso y la transición de líquido a gas es el punto de ebullición. De igual manera, comenzando con un líquido, cuando reducimos la temperatura, las interacciones entre las moléculas se vuelven más duraderas hasta que se alcanza tal temperatura que la energía transferida a través de colisiones ya no es suficiente para interrumpir las interacciones entre las moléculas 163. A medida que más y más moléculas interactúan, los vecinos se vuelven permanentes: el líquido se ha transformado en un sólido. Mientras que los líquidos fluyen y asumen la forma de sus contenedores, debido a que las moléculas vecinas son libres de moverse unas con respecto a otras, los sólidos mantienen su forma y las moléculas vecinas permanecen quietas. La temperatura a la que un líquido cambia a sólido se conoce como punto de fusión. Estas temperaturas marcan lo que se conoce como transiciones de fase: sólido a líquido y líquido a gas.

A nivel macroscópico, vemos los efectos bastante dramáticos de la polaridad de los enlaces en los puntos de fusión y ebullición al comparar moléculas de tamaño similar con y sin enlaces polares y la capacidad de formar enlaces H. Por ejemplo, ni CH 4 (metano) ni Ne (neón) contienen enlaces polares y no pueden formar interacciones electrostáticas de tipo H-enlace intramolecular. En contraste, NH 3 (amoníaco), H 2 O (agua) y FH (fluoruro de hidrógeno) tienen tres, dos y uno enlaces polares, respectivamente, y pueden participar en una o más interacciones electrostáticas de tipo enlace H intramolecular. Los cinco compuestos tienen el mismo número de electrones, diez. Cuando miramos sus temperaturas de fusión y ebullición, vemos de manera bastante inmediata cómo la presencia de enlaces polares influye en estas propiedades.

En particular, el agua se destaca por ser dramáticamente diferente del resto de moléculas, con un punto de fusión y ebullición significativamente mayor (> 70ºC) que sus vecinos. Entonces, ¿por qué el agua es diferente? Bueno, además de la presencia de enlaces covalentes polares, tenemos que considerar la geometría de la molécula. Cada molécula de agua puede participar en cuatro interacciones de enlaces de hidrógeno con moléculas vecinas: tiene dos Hs parcialmente positivas y dos sitios parcialmente negativos en su O. Estos sitios de interacciones electrostáticas potenciales de tipo enlace H están dispuestos en una geometría casi tetragonal. Debido a esta disposición, cada molécula de agua puede interactuar a través de interacciones electrostáticas tipo enlace H con cuatro moléculas de agua vecinas. Para eliminar una molécula de sus vecinos, se deben romper cuatro interacciones electrostáticas tipo enlace H, lo cual es relativamente fácil ya que cada una de ellas es bastante débil. En estado líquido, las moléculas se acoplan entre sí y cambian constantemente sus compañeros de interacción electrostática tipo H-bond. Sin embargo, incluso si uno se rompe, la molécula de agua permanece unida a múltiples vecinos a través de interacciones electrostáticas tipo enlace H.

Este agarre molecular conduce a los altos puntos de fusión y ebullición del agua, así como a su alta tensión superficial. Podemos medir la fuerza de la tensión superficial de varias maneras. Lo más obvio es el peso que puede soportar la superficie. La tensión superficial del agua tiene que ser tratada por aquellos organismos que interactúan con una interfaz líquido-gas. Algunos, como el zancudo de agua, lo utilizan para navegar por la superficie de los estanques. A medida que el caminante de agua camina sobre la superficie del agua, las moléculas de sus pies no forman interacciones electrostáticas de tipo H-enlace con las moléculas de agua, se dice que son hidrofóbicas, aunque eso es claramente un mal nombre -no le temen al agua, más bien son simplemente apáticos a ella. Las moléculas hidrófobas interactúan con otras moléculas, incluidas las moléculas de agua, solo a través de interacciones de van der Waals. Las moléculas que pueden hacer enlaces H con el agua se denominan hidrófilas. A medida que las moléculas aumentan de tamaño pueden tener regiones que son hidrófilas y regiones que son hidrófobas (o hidroapáticas). Las moléculas que tienen distintas regiones hidrofóbicas e hidrofílicas se denominan anfipáticas y las consideraremos con mayor detalle en el próximo capítulo.