Enlaces intermoleculares

Además de los enlaces formados entre los átomos, existen enlaces entre una molécula y sus vecinas, puesto que de no ser así, todas las sustancias se encontrarían en estado gaseoso. Estas uniones se forman debido a la existencia de fuerzas electrostáticas entre los dipolos de las moléculas y se llaman enlaces intermoleculares; entre ellos podemos distinguir:
  • Enlaces de hidrógeno.
  • Enlaces o fuerzas de Van der Waals.

Enlaces de hidrógeno

Consideremos el enlace covalente entre el hidrógeno y un átomo muy electronegativo, A. La nube electrónica entre los dos átomos estará muy deformada y presentará una mayor concentración electrónica alrededor de A, lo que da lugar a un dipolo. Si dos de estos dipolos se aproximan, la atracción electrostática entre el extremo positivo de uno de los dipolos y el extremo negativo del otro constituye un enlace de hidrógeno: Aδ- — Hδ+ ... Aδ- - Hδ+, y lo representamos mediante una línea de puntos para distinguirlo del enlace covalente.

Debido a este tipo de enlace, podemos explicar el comportamiento anómalo de los puntos de fusión y ebullición del H20, NH3 y HF, demasiado altos respecto a los demás hidruros de sus grupos respectivos. Igualmente existen enlaces de hidrógeno en otros compuestos, como alcoholes, fenoles, etc.

Si observamos los puntos de fusión y ebullición de los hidruros del grupo del oxígeno, advertimos para el H2O valores muy superiores a los esperados:

Los enlaces de hidrógeno son más acusados cuanto más electronegativo es el átomo unido al hidrógeno; así, en el fluoruro de hidrógeno los enlaces son tan fuertes que, a temperatura ambiente, se encuentra polimerizado como (HF)n:


En cualquier caso, todos los enlaces intermoleculares son mucho más débiles que los enlaces interatómicos: covalentes, iónicos o metálicos.

Puntos de ebullición frente a la masa molecular.
Enlaces o fuerzas de Van der Waals

Las fuerzas de Van der Waals pueden tener lugar entre dipolos instantáneos o inducidos y entre dipolos permanentes.

El primer caso se produce entre moléculas no polares, como 02, N2, Cl2, etc., e incluso entre átomos: He, Ne, etc., y reciben el nombre de fuerzas de dispersión o de London. Estas fuerzas son la causa de que las sustancias antes citadas puedan encontrarse en estado líquido o sólido.


Las nubes electrónicas de estas moléculas sufren vibraciones y producen dipolos con una orientación determinada, pero de vida extremadamente corta, ya que un instante después el dipolo tiene la orientación contraria. Estos dipolos inducen otra deformación en las moléculas vecinas y originan fuerzas de atracción entre ellas. Estas fuerzas son muy débiles, pero aumentan a medida que lo hace el número de electrones; por esta razón, los puntos de fusión y de ebullición son muy bajos en estas sustancias, aunque son mayores cuanto mayor es la masa molecular.



Moléculas polarizadas en un instante dado.
 Las fuerzas entre dipolos permanentes se producen cuando las moléculas son polares, por ejemplo: S02, HBr, CO, etc. Existe una atracción entre el polo de una molécula y el polo de signo opuesto de la molécula vecina.


Aunque estas fuerzas siguen siendo débiles, son mayores que las fuerzas de dispersión. En este caso, las fuerzas de dispersión siguen existiendo, pero predominan las de atracción dipolo-dipolo.


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