1.4: Fuerzas entre Moléculas
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Si bien las atracciones más fuertes de un átomo son para otros átomos a los que está unido en una molécula, dos moléculas en sí mismas ejercen pequeñas pero apreciables atracciones la una sobre la otra. Las moléculas son ligeramente “pegajosas”. Estas fuerzas, causadas por fluctuaciones momentáneas en las distribuciones de electrones alrededor de los átomos, son conocidas como atracciones de van der Waals (después del físico holandés Johannes van der Waals). Son responsables de la existencia de tres estados (o fases) de la materia a diferentes temperaturas: sólidos, líquidos y gases. La temperatura es solo una medida de la energía térmica o energía de movimiento que posee una colección de moléculas. A bajas temperaturas, las moléculas tienen poca energía de movimiento. Las atracciones de van der Waals los mantienen unidos en una ordenada y compacta matriz cristalina o celosía (Figura 1-3c). Este es el estado sólido. Si se alimenta más energía al cristal para que la temperatura suba, las moléculas vibrarán alrededor de sus posiciones promedio o de equilibrio en el cristal. La energía suficiente hará que la estructura ordenada del cristal molecular se rompa, y las moléculas serán libres de deslizarse una junto a la otra, aunque todavía se tocan (Figura 1-3b). Este es el estado líquido, y la temperatura de transición entre sólido y líquido se llama punto de fusión, T m. El líquido todavía se mantiene unido por las atracciones de van der Waals, aunque las moléculas tienen demasiada energía de movimiento para ser bloqueadas en una matriz rígida. Si aún se le da más energía al líquido, las moléculas comenzarán a moverse lo suficientemente rápido como para superar las atracciones de van der Waals, separadas completamente unas de otras, y viajarán en trayectorias moleculares independientes a través del espacio (Figura 1-3a). Esta es la fase gaseosa, y la temperatura de transición entre líquido y gas se denomina punto de ebullición, T b. Los cambios de fase se tratan con más detalle en el Capítulo 18.
Los puntos de fusión y ebullición de algunas moléculas simples se comparan en el Cuadro 1-3. En general, las moléculas más grandes tienen puntos de fusión y ebullición más altos, ya que tienen mayores áreas de superficie para las atracciones de van der Waals. Así, a 1 atm. presión H 2 hierve a - 252.5°C, CH 4. hierve a - 164.0 °C, pero C 8 H 18 debe calentarse a + 125.7°C antes de que las moléculas se separen entre sí y pasen a la fase gaseosa.
| Sustancia |
Molecular Fórmula |
T m (°C) | T b (°C) | |
|---|---|---|---|---|
|
||||
| Hidrógeno | H 2 | -259.1 | -252.5 | |
| Oxígeno | O 2 | -218.4 | -183.0 | |
| Metano | CH 4 | -182.5 | -164.0 | |
| Sulfuro de Hidrógeno | H 2 S | -85.5 | -60.7 | |
| Cloro | Cl 2 | -101.0 | -34.6 | |
| Amoníaco | NH 3 | -77.7 | -33.4 | |
|
||||
| Bromo | Br 2 | -7.2 | +58.8 | |
| Metanol | CH 3 OH | -93.9 | +65.0 | |
| Agua | H 2 O | 0 | +100 | |
| n -Octano | C 8 H 18 | +185 | +125.7 | |
|
||||
| Yodo | I 2 | +113.5 | +184.4 | |
| Sacarosa (azúcar de caña) | C 12 H 22 O 11 | +185 | se descompone | |
Un segundo tipo de fuerza entre moléculas también influye en los puntos de fusión y ebullición: la polaridad de las moléculas. Si dos átomos que están conectados por un enlace covalente de par de electrones no tienen la misma atracción para los electrones, entonces el par de electrones se desplazará hacia el átomo con el mayor poder de extracción de electrones. Esto le dará a ese átomo un ligero exceso de carga negativa (representada por δ- en lugar de solo por un signo menos, lo que implicaría una carga electrónica completa), y conferirá una ligera carga positiva (δ+) al átomo que perdió en el tira y afloja para el par de electrones. Debido a que el poder de atracción de electrones (electronegatividad) del oxígeno es mayor que el del hidrógeno, el átomo de oxígeno en una molécula de agua o alcohol metílico es ligeramente negativo, y los átomos de hidrógeno son ligeramente positivos (Figura 1-4). Tal molécula se denomina polar porque se comporta como un dipolo eléctrico diminuto; es decir, la carga negativa en el oxígeno atrae otras cargas positivas cercanas, y la carga positiva en cada hidrógeno atrae otras cargas negativas. Esta es otra fuerza atractiva entre moléculas, además de las atracciones de van der Waals. Debido a las fuerzas que unen sus moléculas, el metanol se funde y hierve a temperaturas mucho más altas que el metano, que es similar a él en tamaño molecular. El metanol es un líquido a temperatura ambiente, mientras que el metano es un gas. En el agua, los atractivos entre el hidrógeno y el oxígeno de diferentes moléculas son tan fuertes que se les da el nombre de enlaces de hidrógeno. Los enlaces de hidrógeno son especialmente importantes en proteínas y otras moléculas gigantes en organismos vivos. Si no fuera por polaridad y enlaces de hidrógeno, el agua se derretiría y herviría a temperaturas más bajas incluso a H 2 S (Cuadro 1-3). Sería un gas a temperatura ambiente, más que el líquido más común de la Tierra.
Colaboradores y Atribuciones
R. E. Dickerson, H. B. Gray, and G. P. Haight, Jr. Content was used from "Chemical Principles", an introductory college-level text for General Chemistry with permission of the Caltech library and Harry B. Gray, on behalf of the authors.