Fuerzas intermoleculares vs. intramoleculares en Química HSC
Aprende a distinguir las fuerzas dentro de las moléculas de las fuerzas entre moléculas, comparar sus intensidades y usarlas para explicar los puntos de ebullición y los cambios físicos.
Calienta agua líquida hasta que hierva. Las moléculas de agua se separan y pasan a formar un gas, pero cada partícula sigue siendo \(\ce{H2O}\). El átomo de oxígeno no se ha separado de repente de sus dos átomos de hidrógeno.
Entonces, ¿qué es lo que realmente se rompe cuando el agua hierve?
Una predicción tentadora es que los enlaces O-H se rompen porque las moléculas se están separando. No es así. La ebullición vence las atracciones entre las moléculas de agua. Los enlaces covalentes, mucho más fuertes, dentro de cada molécula de agua permanecen intactos.
Esta diferencia es precisamente la idea central de las fuerzas intermoleculares e intramoleculares.
01Empieza por dos funciones diferentes
Imagina una molécula como una pareja que se da la mano en un concierto abarrotado.
Darse la mano representa los enlaces que mantienen unidos los átomos como una sola molécula. Los empujones y las atracciones más débiles entre distintas parejas representan las fuerzas entre moléculas vecinas. Si la multitud se dispersa, las parejas pueden alejarse unas de otras sin separarse.
Esto es, a grandes rasgos, lo que ocurre cuando hierve un líquido molecular.
La analogía tiene sus límites. Las moléculas no eligen pareja, y las atracciones reales son interacciones eléctricas entre partículas cargadas. Además, una molécula puede atraer a varios vecinos a la vez. Aun así, la distinción es útil:
- Las fuerzas intramoleculares actúan dentro de una partícula y mantienen unidos sus átomos.
- Las fuerzas intermoleculares actúan entre moléculas separadas.
El prefijo ayuda. Intra significa dentro. Inter significa entre.
En una sustancia molecular como el agua, el metano o el etanol, las principales fuerzas intramoleculares son los enlaces covalentes.
Por ejemplo, dentro de una molécula de agua:
\[
\ce{H-O-H}
\]
los dos enlaces covalentes O-H son intramoleculares.
Entre una molécula de agua y otra existen atracciones intermoleculares.
Esta distinción es importante porque los dos tipos de fuerza cumplen funciones completamente diferentes.
| Tipo de fuerza | Dónde actúa | Función principal | Ejemplo |
|---|---|---|---|
| Intramolecular | Dentro de una partícula | Mantiene unidos los átomos | Enlace covalente O-H en \(\ce{H2O}\) |
| Intermolecular | Entre moléculas | Atrae moléculas separadas | Enlace de hidrógeno entre moléculas de agua |
02¿Cambio físico o cambio químico?
Esto te da una regla útil para tomar decisiones.
Si las moléculas se separan pero siguen siendo las mismas moléculas, se están venciendo fuerzas intermoleculares.
Si los átomos se reorganizan para formar sustancias diferentes, deben romperse enlaces intramoleculares y formarse enlaces nuevos.
Cuando el agua hierve:
\[
\ce{H2O(l) -> H2O(g)}
\]
Las partículas son \(\ce{H2O}\) antes y después. Se trata de un cambio físico.
Cuando el agua se descompone químicamente:
\[
\ce{2H2O -> 2H2 + O2}
\]
deben romperse enlaces covalentes O-H, y se forman nuevos enlaces H-H y O=O. Se trata de un cambio químico.
Por eso, hervir agua no produce hidrógeno y oxígeno gaseosos.
03Por qué los enlaces intramoleculares suelen ser mucho más fuertes
Los enlaces covalentes implican una fuerte atracción electrostática entre los núcleos con carga positiva y los electrones compartidos. Romper uno normalmente requiere cientos de kilojulios por mol de enlaces.
Las atracciones intermoleculares son, por lo general, mucho más débiles. Una atracción intermolecular individual puede implicar solo desde unos pocos hasta unas pocas decenas de kilojulios por mol.
A modo de comparación, romper un enlace covalente O-H requiere aproximadamente cientos de kilojulios por mol, mientras que separar moléculas de agua durante la vaporización requiere mucha menos energía por mol de agua.
No conviertas esto en la regla:
las fuerzas intramoleculares son siempre exactamente diez veces más fuertes que las fuerzas intermoleculares.
No existe una proporción fija.
La comparación útil es:
Los enlaces químicos intramoleculares son, por lo general, mucho más fuertes que las atracciones intermoleculares individuales.
Por eso, calentar una sustancia puede fundirla o hacerla hervir sin destruir sus moléculas.
04Las tres fuerzas intermoleculares que debes reconocer
En sustancias moleculares neutras, tres fuerzas intermoleculares son especialmente importantes en Química HSC:
- fuerzas de dispersión de London
- fuerzas dipolo-dipolo
- enlaces de hidrógeno
Una molécula puede experimentar más de una de estas fuerzas al mismo tiempo.
Fuerzas de dispersión de London
Imagina los electrones de una molécula no polar. Se están moviendo constantemente.
En un instante determinado, puede ocurrir que haya una densidad electrónica ligeramente mayor en un lado de la molécula. Durante ese instante, un lado se vuelve ligeramente negativo y el otro ligeramente positivo.
Esto crea un dipolo temporal.
Ese dipolo temporal puede distorsionar la nube electrónica de una molécula cercana, creando otro dipolo temporal. Las cargas parciales opuestas se atraen entonces entre sí.
Estas atracciones se denominan fuerzas de dispersión de London.
La regla fundamental es:
Todos los átomos y moléculas experimentan fuerzas de dispersión de London.
Esto incluye las moléculas polares.
Un error común es escribir: «El agua tiene enlaces de hidrógeno, así que no tiene fuerzas de dispersión». El agua tiene ambas.
Las fuerzas de dispersión generalmente se vuelven más intensas cuando una partícula tiene:
- más electrones
- una nube electrónica más grande y más fácil de distorsionar
- mayor polarizabilidad
- más superficie disponible para un contacto estrecho con moléculas vecinas
Por eso, las moléculas no polares grandes pueden tener atracciones intermoleculares sorprendentemente intensas.
Fuerzas dipolo-dipolo
Algunas moléculas tienen una distribución permanente y desigual de la carga.
Considera el cloruro de hidrógeno, \(\ce{HCl}\). El cloro atrae los electrones del enlace con más fuerza que el hidrógeno. El extremo del cloro es parcialmente negativo, representado como \(\delta-\), mientras que el extremo del hidrógeno es parcialmente positivo, representado como \(\delta+\).
Por lo tanto, las moléculas vecinas pueden orientarse de modo que las cargas parciales opuestas se atraigan.
Esa atracción es una fuerza dipolo-dipolo.
Para que existan fuerzas dipolo-dipolo, la molécula debe tener un dipolo molecular permanente. Tener enlaces polares, por sí solo, no siempre es suficiente.
Por ejemplo, \(\ce{CO2}\) contiene enlaces polares C=O, pero su forma lineal hace que los dipolos de enlace se cancelen. La molécula es no polar en conjunto.
Por lo tanto, \(\ce{CO2}\) tiene fuerzas de dispersión de London, pero no atracciones dipolo-dipolo permanentes.
Enlaces de hidrógeno
El enlace de hidrógeno es un tipo especialmente fuerte de atracción dipolo-dipolo.
Para los casos habituales del HSC, busca hidrógeno enlazado covalentemente de forma directa a:
- nitrógeno
- oxígeno
- flúor
Un átomo de hidrógeno unido a uno de estos átomos muy electronegativos adquiere una carga \(\delta+\) pronunciada. Entonces puede atraer a un par de electrones no enlazantes de N, O o F en una molécula vecina.
El agua es el ejemplo clásico.
Dentro de una molécula de agua, el enlace O-H es covalente e intramolecular.
Entre moléculas de agua vecinas, la atracción que implica un átomo de H de una molécula y el átomo de O de otra es un enlace de hidrógeno e intermolecular.
Esta forma de expresarlo es importante. Decir «el enlace de hidrógeno dentro del agua» suele confundir dos cosas diferentes.
05Una forma rápida de identificar las fuerzas intermoleculares
Cuando te den una sustancia molecular, sigue estas preguntas en orden.
Primero: ¿hay moléculas separadas?
Si la sustancia es una red iónica o una red metálica, no es apropiado describir el sólido mediante fuerzas intermoleculares. No hay moléculas separadas en la red.
Segundo: ¿qué fuerza intermolecular está garantizada?
Las fuerzas de dispersión de London. Todas las moléculas las tienen.
Tercero: ¿la molécula es polar en conjunto?
Si es así, añade atracciones dipolo-dipolo permanentes.
Cuarto: ¿el H está enlazado directamente a N, O o F?
Si es así, las moléculas normalmente pueden formar enlaces de hidrógeno con átomos adecuados de N, O o F de moléculas vecinas.
Esto da una tabla de decisión compacta:
| Característica molecular | Fuerzas intermoleculares presentes |
|---|---|
| Cualquier molécula | Dispersión de London |
| Molécula polar | Dispersión de London + dipolo-dipolo |
| H enlazado a N, O o F | Dispersión de London + dipolo-dipolo + enlaces de hidrógeno |
La tabla es útil, pero oculta una complicación importante: simplemente nombrar la fuerza no basta para predecir todos los puntos de ebullición.
El tamaño y la forma también importan.
Ejemplo resuelto: ¿Qué fuerzas actúan en el metanol?
Para el metanol, \(\ce{CH3OH}\), identifica las fuerzas intramoleculares e intermoleculares importantes. Indica qué se vence cuando el metanol hierve.
Paso 1
Los enlaces C-H, C-O y O-H dentro de una molécula de metanol son enlaces covalentes. Son intramoleculares.
Paso 2
Toda molécula de metanol experimenta fuerzas de dispersión de London.
Paso 3
Los enlaces C-O y O-H son muy polares, y sus dipolos no se cancelan. Por lo tanto, el metanol es polar.
Experimenta atracciones dipolo-dipolo.
Paso 4
El metanol contiene un enlace O-H. El hidrógeno unido al oxígeno puede interactuar fuertemente con los pares de electrones no enlazantes del oxígeno de moléculas de metanol vecinas.
Por lo tanto, el metanol forma enlaces de hidrógeno.
Paso 5
Cuando el metanol hierve, las moléculas se separan unas de otras. Se vencen las fuerzas intermoleculares, pero los enlaces covalentes C-H, C-O y O-H permanecen intactos.
Así pues, el metanol tiene enlaces covalentes intramoleculares y fuerzas intermoleculares de dispersión de London, dipolo-dipolo y enlaces de hidrógeno.
El hecho de que haya varias fuerzas intermoleculares presentes no significa que haya tres capas distintas que deban «romperse» una por una. Son contribuciones diferentes a la atracción total entre las moléculas.
06Comparación de la intensidad de las fuerzas intermoleculares
Puede que veas el orden aproximado:
\[
\text{enlace de hidrógeno} > \text{dipolo-dipolo} > \text{dispersión de London}
\]
Esto solo es útil cuando se comparan moléculas de tamaño similar.
No es una clasificación universal que permita ignorar todo lo demás.
Supón que un estudiante compara una molécula polar muy pequeña con una molécula no polar muy grande y dice: «La polar debe tener el punto de ebullición más alto porque las fuerzas dipolo-dipolo son más fuertes que las fuerzas de dispersión».
Esa predicción parece razonable porque a menudo enseñamos las fuerzas intermoleculares mediante una jerarquía sencilla.
La idea que falta es que las fuerzas de dispersión de London no tienen una intensidad fija. Se vuelven mucho más fuertes a medida que la nube electrónica se hace más grande y más polarizable.
Por lo tanto, una molécula no polar grande puede experimentar una atracción intermolecular total más fuerte que una molécula polar pequeña.
El mejor proceso de decisión es:
- Identifica todos los tipos de fuerzas intermoleculares presentes.
- Compara el tamaño molecular y el número de electrones.
- Compara la forma y el área superficial.
- Solo entonces decide qué sustancia debería tener una atracción intermolecular total más intensa.
07Por qué unas fuerzas intermoleculares más fuertes afectan al punto de ebullición
Un líquido hierve cuando sus moléculas pueden escapar a la fase gaseosa en todo el líquido.
Para hacerlo, las moléculas deben vencer una cantidad suficiente de las atracciones que las mantienen cerca de sus vecinas.
Por lo tanto, en condiciones comparables:
unas fuerzas intermoleculares más fuertes generalmente producen un punto de ebullición más alto.
Observa qué no aparece en esa afirmación: enlaces covalentes más fuertes dentro de las moléculas.
Los enlaces C-H de un hidrocarburo no se rompen cuando el hidrocarburo hierve. Por lo tanto, su fuerza no es la razón directa de su punto de ebullición.
Este es uno de los errores más comunes sobre las fuerzas intermoleculares.
Ejemplo resuelto: ¿Etanol o dimetil éter?
El etanol, \(\ce{CH3CH2OH}\), y el dimetil éter, \(\ce{CH3OCH3}\), tienen la misma fórmula molecular, \(\ce{C2H6O}\). Predice cuál tiene el punto de ebullición más alto y explica por qué.
Paso 1
Las dos moléculas tienen la misma fórmula molecular y, por lo tanto, el mismo número y tipo de átomos. Sus masas molares son esencialmente idénticas.
Esto hace que la comparación sea útil, porque el tamaño molecular no es la diferencia principal.
Paso 2
El dimetil éter tiene fuerzas de dispersión de London.
Sus enlaces C-O son polares, y la molécula tiene un dipolo permanente, por lo que también presenta atracciones dipolo-dipolo.
Sin embargo, ninguno de sus átomos de hidrógeno está enlazado directamente al oxígeno. No puede formar enlaces de hidrógeno con otras moléculas de dimetil éter en el sentido habitual de donante-aceptor.
Paso 3
El etanol también tiene fuerzas de dispersión de London y fuerzas dipolo-dipolo.
Su grupo O-H permite que moléculas de etanol vecinas formen enlaces de hidrógeno.
Paso 4
Como los tamaños moleculares son similares, los enlaces de hidrógeno adicionales del etanol constituyen una diferencia importante.
Por lo tanto, el etanol tiene una atracción intermolecular total más fuerte y un punto de ebullición más alto.
Paso 5
Se necesita más energía para separar las moléculas de etanol y llevarlas a la fase gaseosa. La diferencia no se debe a que los enlaces covalentes del etanol se estén rompiendo durante la ebullición.
08La forma molecular también puede importar
Dos moléculas con masas moleculares similares pueden tener fuerzas de dispersión diferentes porque sus formas afectan a la proximidad con la que pueden acercarse entre sí.
Las moléculas largas y relativamente rectas suelen poder establecer una mayor superficie de contacto con las moléculas vecinas que las moléculas compactas y muy ramificadas.
Un mayor contacto puede significar atracciones de dispersión más fuertes.
Esto se vuelve especialmente importante al comparar hidrocarburos. Si dos hidrocarburos contienen cantidades similares de electrones, la molécula menos ramificada suele tener el punto de ebullición más alto porque su forma permite un mayor contacto intermolecular.
De nuevo, este es un efecto intermolecular. No se están comparando los enlaces covalentes dentro de las moléculas.
09La idea errónea más tentadora: «los enlaces de hidrógeno siempre son los más fuertes»
Los enlaces de hidrógeno son fuertes para una atracción intermolecular entre moléculas neutras pequeñas. Eso no significa que toda sustancia que forme enlaces de hidrógeno deba tener un punto de ebullición más alto que cualquier sustancia sin enlaces de hidrógeno.
Considera un hidrocarburo grande. Puede contener muchos más electrones que un alcohol pequeño, lo que le da una nube electrónica muy polarizable y fuerzas de dispersión considerables.
Por lo tanto, este razonamiento no es fiable:
La sustancia A forma enlaces de hidrógeno. La sustancia B solo tiene fuerzas de dispersión. Por lo tanto, A debe tener el punto de ebullición más alto.
Debes preguntarte qué tamaño tienen las partículas.
Por ejemplo, el butan-1-ol puede formar enlaces de hidrógeno, mientras que el octano es no polar y no puede. Sin embargo, el octano tiene un punto de ebullición de aproximadamente \(126^\circ\text{C}\), ligeramente superior al del butan-1-ol, de aproximadamente \(118^\circ\text{C}\).
No hay ninguna contradicción.
El octano es considerablemente más grande, tiene más electrones y posee una nube electrónica más polarizable. Sus numerosas interacciones de dispersión se suman y producen una fuerte atracción intermolecular total.
La jerarquía sencilla no era incorrecta. Era incompleta.
10No llames enlace de hidrógeno a toda atracción fuerte
Otro error común consiste en ver hidrógeno en cualquier parte de una molécula y afirmar que hay enlaces de hidrógeno.
El metano, \(\ce{CH4}\), contiene cuatro enlaces C-H, pero no forma el tipo de enlace de hidrógeno considerado aquí.
¿Por qué?
El hidrógeno debe estar enlazado directamente a un átomo de N, O o F muy electronegativo para que el enlace sea suficientemente polar.
Por lo tanto:
- \(\ce{H2O}\): sí
- \(\ce{NH3}\): sí
- \(\ce{HF}\): sí
- \(\ce{CH3OH}\): sí
- \(\ce{CH4}\): no
- \(\ce{CH3CH3}\): no
No confundas la presencia de átomos de hidrógeno con la existencia de enlaces de hidrógeno.
11Intramolecular no siempre significa «dentro de una molécula»
El nombre puede crear una dificultad conceptual en química.
En sustancias moleculares, las fuerzas intramoleculares son los enlaces dentro de moléculas individuales. Esa es la comparación principal de esta página.
Pero las sustancias iónicas y metálicas no están formadas por moléculas separadas.
El cloruro de sodio sólido, por ejemplo, contiene una red gigante de iones \(\mathrm{Na}^{+}\) y \(\mathrm{Cl}^{-}\). Sería engañoso describir las atracciones iónicas del sólido como «fuerzas intermoleculares», porque no hay moléculas de \(\ce{NaCl}\) situadas unas junto a otras.
Del mismo modo, un metal está formado por una red metálica, no por moléculas metálicas separadas.
Así que, antes de hablar de fuerzas intermoleculares, comprueba que la sustancia realmente contenga moléculas.
12Preguntas y soluciones
Pregunta 1
Una muestra de amoníaco líquido, \(\ce{NH3}\), se calienta hasta que hierve.
Identifica la principal fuerza intramolecular de cada molécula de amoníaco, identifica las fuerzas intermoleculares entre las moléculas de amoníaco e indica qué tipo de fuerza se vence durante la ebullición.
Solución 1
La ebullición vence las fuerzas intermoleculares entre las moléculas de amoníaco, mientras que los enlaces covalentes N-H dentro de cada molécula de \(\ce{NH3}\) permanecen intactos.
Los enlaces N-H son enlaces covalentes intramoleculares. Mantienen cada átomo de nitrógeno unido a sus tres átomos de hidrógeno.
Todas las moléculas de amoníaco experimentan fuerzas de dispersión de London.
El amoníaco también es polar, por lo que experimenta atracciones dipolo-dipolo. Sus átomos de hidrógeno están enlazados directamente al nitrógeno, lo que permite la formación de enlaces de hidrógeno entre moléculas de amoníaco vecinas.
Por lo tanto, las fuerzas intermoleculares son la dispersión de London, las fuerzas dipolo-dipolo y los enlaces de hidrógeno.
Durante la ebullición, se vence una cantidad suficiente de estas atracciones intermoleculares para que las moléculas de amoníaco pasen a la fase gaseosa:
\[
\ce{NH3(l) -> NH3(g)}
\]
La fórmula química no cambia, lo que demuestra que los enlaces covalentes N-H no se han roto.
Pregunta 2
Dos sustancias moleculares contienen un número similar de electrones.
La sustancia A es no polar. La sustancia B es polar, pero no tiene átomos de H enlazados a N, O o F.
¿Qué fuerzas intermoleculares actúan en cada sustancia y cuál esperarías, en general, que tuviera la atracción intermolecular más fuerte si sus formas también son similares?
Solución 2
En general, se esperaría que la sustancia B tuviera una atracción intermolecular más fuerte porque experimenta tanto fuerzas de dispersión de London como fuerzas dipolo-dipolo, mientras que la sustancia A solo experimenta dispersión de London.
Todas las moléculas experimentan fuerzas de dispersión de London, por lo que tanto A como B las presentan.
Como B es polar, también tiene atracciones dipolo-dipolo permanentes.
No se ha descrito ninguna de las dos sustancias como capaz de formar enlaces de hidrógeno.
La comparación es razonable porque la pregunta controla dos variables importantes: las moléculas tienen números similares de electrones y formas similares. Por lo tanto, sus fuerzas de dispersión deberían ser, en términos generales, comparables, dejando la atracción dipolo-dipolo permanente de B como una contribución adicional importante.
La trampa sería decir que la sustancia A «no tiene fuerzas intermoleculares» porque es no polar. Las moléculas no polares también experimentan fuerzas de dispersión de London.
Pregunta 3
El etano, \(\ce{C2H6}\), y el metanol, \(\ce{CH3OH}\), contienen ambos enlaces covalentes.
Un estudiante dice: «El metanol tiene un punto de ebullición más alto porque su enlace covalente O-H es más fuerte que los enlaces C-H del etano».
Explica qué tiene de incorrecto el razonamiento del estudiante.
Solución 3
La explicación del estudiante utiliza el tipo de fuerza equivocado. El punto de ebullición depende principalmente de las atracciones intermoleculares, no de la fuerza de los enlaces covalentes que permanecen dentro de cada molécula.
Las moléculas de metanol experimentan fuerzas de dispersión de London, atracciones dipolo-dipolo permanentes y enlaces de hidrógeno.
El etano es no polar, por lo que sus moléculas se atraen principalmente mediante fuerzas de dispersión de London.
Durante la ebullición, no es necesario romper ni los enlaces covalentes O-H del metanol ni los enlaces covalentes C-H del etano. Las moléculas se separan de sus moléculas vecinas, pero permanecen químicamente intactas.
Por lo tanto, el punto de ebullición más alto del metanol se explica por su atracción intermolecular más fuerte, especialmente por los enlaces de hidrógeno, y no por afirmar que su enlace O-H intramolecular debe romperse.
La idea errónea resulta comprensible porque «enlaces más fuertes» suena como si debiera significar «más difícil de hacer hervir». La pregunta que falta es: ¿qué enlaces o fuerzas vence realmente la ebullición?
Pregunta 4
El cloruro de hidrógeno, \(\ce{HCl}\), es polar. El cloro, \(\ce{Cl2}\), es no polar.
Por lo tanto, un estudiante predice que \(\ce{HCl}\) debe tener el punto de ebullición más alto porque las atracciones dipolo-dipolo son más fuertes que las fuerzas de dispersión de London.
En realidad, el cloro tiene el punto de ebullición más alto. Explica por qué esta observación no contradice la teoría de las fuerzas intermoleculares.
Solución 4
La observación no contradice la teoría porque la intensidad de las fuerzas de dispersión de London depende en gran medida del tamaño y la polarizabilidad de la nube electrónica.
\(\ce{HCl}\) es polar. Por lo tanto, sus moléculas experimentan tanto fuerzas de dispersión de London como atracciones dipolo-dipolo permanentes.
\(\ce{Cl2}\) es no polar, por lo que no tiene atracciones dipolo-dipolo permanentes. Sin embargo, sí presenta fuerzas de dispersión de London.
La suposición implícita del estudiante es que todas las fuerzas de dispersión de London tienen la misma intensidad. No es así.
Una molécula de \(\ce{Cl2}\) tiene una nube electrónica más grande y más polarizable que una molécula de \(\ce{HCl}\). Por lo tanto, las fluctuaciones temporales de su distribución electrónica pueden producir dipolos instantáneos más intensos.
La atracción de dispersión resultante en el cloro es lo bastante fuerte como para que su atracción intermolecular total produzca un punto de ebullición más alto.
El orden simplificado
\[
\text{enlace de hidrógeno} > \text{dipolo-dipolo} > \text{dispersión}
\]
es más útil cuando las moléculas son razonablemente similares en otros aspectos. No puede sustituir una comparación del tamaño molecular y la polarizabilidad.
Pregunta 5
Dos líquidos tienen las siguientes propiedades:
| Líquido | Estructura | Punto de ebullición |
|---|---|---|
| P | \(\ce{CH3(CH2)3OH}\) | aproximadamente \(118^\circ\text{C}\) |
| Q | \(\ce{CH3(CH2)6CH3}\) | aproximadamente \(126^\circ\text{C}\) |
El líquido P puede formar enlaces de hidrógeno. El líquido Q es no polar.
Un estudiante afirma que los datos deben ser incorrectos porque un líquido que forma enlaces de hidrógeno no puede tener un punto de ebullición inferior al de un líquido no polar.
Evalúa la afirmación del estudiante.
Solución 5
La afirmación del estudiante es incorrecta. Una molécula no polar más grande puede tener una atracción intermolecular total más fuerte que una molécula más pequeña que forma enlaces de hidrógeno, porque las fuerzas de dispersión de London aumentan con el tamaño molecular y la polarizabilidad.
El líquido P, butan-1-ol, presenta interacciones de dispersión de London, dipolo-dipolo y enlaces de hidrógeno.
El líquido Q, octano, es no polar y, por lo tanto, depende de las fuerzas de dispersión de London.
Si las moléculas tuvieran tamaños similares, los enlaces de hidrógeno de P serían una razón importante para esperar una mayor atracción intermolecular. Pero no tienen tamaños similares.
El octano contiene considerablemente más electrones y tiene una nube electrónica más grande. Por lo tanto, su distribución electrónica es más polarizable, lo que produce dipolos temporales más intensos y atracciones de dispersión más fuertes.
Su larga estructura hidrocarbonada también permite un contacto considerable con las moléculas vecinas.
El resultado es que la atracción intermolecular total del octano puede superar la de las moléculas más pequeñas de butan-1-ol, lo que da al octano un punto de ebullición ligeramente más alto.
La enseñanza más profunda es que nombrar el «tipo más fuerte» de fuerza intermolecular presente no es suficiente. Debes comparar todos los factores importantes que contribuyen a la atracción.
Pregunta 6
Un recipiente sellado contiene una sustancia molecular que se calienta.
A la temperatura \(T_1\), la sustancia cambia de sólido a líquido. A una temperatura superior, \(T_2\), se convierte en gas. A una temperatura aún mayor, \(T_3\), un análisis químico detecta nuevas sustancias con fórmulas moleculares diferentes.
Para cada temperatura, indica si deben haberse roto enlaces intramoleculares y explica tu razonamiento.
Solución 6
No es necesario romper enlaces intramoleculares en \(T_1\) ni en \(T_2\), pero en \(T_3\) deben producirse ruptura y formación de enlaces químicos porque hay sustancias nuevas presentes.
En \(T_1\), la fusión cambia la disposición y el movimiento de las moléculas existentes. Las partículas siguen siendo las mismas especies químicas, por lo que el cambio puede producirse al vencer parcialmente las atracciones intermoleculares.
En \(T_2\), la ebullición separa mucho más las moléculas. Se vence una mayor parte de la atracción intermolecular, pero las moléculas aún pueden permanecer químicamente intactas.
En \(T_3\), la evidencia cambia. Se han detectado nuevas fórmulas moleculares.
Un cambio en la identidad molecular exige que los átomos se reorganicen. Para ello, deben romperse enlaces químicos intramoleculares y formarse nuevos enlaces.
La distinción importante no es simplemente que \(T_3\) sea «más caliente». La evidencia clave es que las propias partículas han cambiado de identidad química.
Una vez que puedas distinguir los enlaces intramoleculares de las atracciones intermoleculares, los puntos de ebullición, los puntos de fusión, la volatilidad, la viscosidad y muchos patrones de solubilidad resultan mucho más fáciles de explicar. El siguiente paso útil es relacionar la polaridad molecular y las fuerzas intermoleculares con por qué algunas sustancias se disuelven en un disolvente y no en otro.