Fuerzas intermoleculares y propiedades de las sustancias
¿Por qué el agua es líquida a temperatura ambiente, pero el metano (CH₄), con una masa molar casi igual (18 g/mol frente a 16 g/mol), es un gas que hierve a −162 °C? Los enlaces dentro de cada molécula son fuertes en los dos casos. La diferencia está en cómo se atraen las moléculas entre sí. En esta página aprenderás a leer esas atracciones y a usarlas para predecir propiedades.
Fuerzas dentro y fuerzas entre partículas
Hay dos "niveles" de fuerzas en una sustancia.
Una fuerza intramolecular actúa dentro de una molécula: es el enlace covalente que mantiene unidos los átomos. En el agua, son los enlaces O–H.
Una fuerza intermolecular actúa entre moléculas distintas: es la atracción que hace que las moléculas vecinas se mantengan cerca. En el agua, es la atracción entre el H de una molécula y el O de otra.
Para hervir agua, no rompes los enlaces O–H: solo separas las moléculas unas de otras. Por eso el agua en forma de vapor sigue siendo H₂O.
Regla general: las fuerzas intermoleculares son mucho más débiles que los enlaces intramoleculares, y son las que determinan los puntos de fusión y ebullición de las sustancias moleculares.
Explica la diferencia entre una fuerza intramolecular y una fuerza intermolecular. Da un ejemplo de cada una usando el agua.
Explica la diferencia entre una fuerza intramolecular y una fuerza intermolecular. Da un ejemplo de cada una usando el agua.
Tres clases de sustancias: iónicas, moleculares y metálicas
Según los enlaces, las sustancias se clasifican así:
| Tipo | Partículas | Qué las mantiene unidas | Ejemplos |
|---|---|---|---|
| Iónica | Iones (+ y −) en una red | Enlace iónico (atracción entre cargas opuestas) | NaCl, MgO |
| Covalente (molecular) | Moléculas | Fuerzas intermoleculares entre moléculas | CO₂, H₂O, CH₄ |
| Metálica | Cationes en un "mar de electrones" | Enlace metálico | Cu, Fe |
Un truco práctico: un metal con un no metal suele dar un compuesto iónico (NaCl, MgO). Dos no metales dan una sustancia covalente molecular (CO₂). Un solo metal es metálico (Cu).
Clasifica cada sustancia como iónica, covalente (molecular) o metálica: (a) $\text{NaCl}$, (b) $\text{Cu}$, (c) $\text{CO}2$, (d) $\text{MgO}$.
Clasifica cada sustancia como iónica, covalente (molecular) o metálica: (a) $\text{NaCl}$, (b) $\text{Cu}$, (c) $\text{CO}_2$, (d) $\text{MgO}$.
Las tres fuerzas intermoleculares
Las moléculas se atraen porque tienen regiones con carga parcial, aunque sea por un instante. Hay tres clases, de más débil a más fuerte (para moléculas de tamaño parecido):
-
Fuerzas de dispersión de London. Existen en todas las moléculas. Los electrones se mueven y, por un instante, un lado de la molécula queda un poco más negativo. Eso induce una carga opuesta en la vecina y se atraen. Son las únicas fuerzas en moléculas no polares (CH₄, Cl₂, CO₂).
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Dipolo-dipolo. Las moléculas polares tienen un extremo parcialmente positivo (δ+) y otro parcialmente negativo (δ−). El δ+ de una atrae al δ− de la vecina (por ejemplo, HCl).
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Puente de hidrógeno. Es un dipolo-dipolo especialmente fuerte. Aparece cuando un H está enlazado a N, O o F y es atraído por un par de electrones libres de N, O o F de otra molécula (NH₃, H₂O, HF).
Nombra el tipo de fuerza intermolecular más fuerte presente en cada sustancia: (a) $\text{HCl}$, (b) $\text{CH}4$, (c) $\text{H}2\text{O}$.
Nombra el tipo de fuerza intermolecular más fuerte presente en cada sustancia: (a) $\text{HCl}$, (b) $\text{CH}_4$, (c) $\text{H}_2\text{O}$.
Puntos de ebullición y tamaño de la molécula
Cuanto más fuertes son las fuerzas intermoleculares, más energía hace falta para separar las moléculas y mayor es el punto de ebullición.
Compara tres sustancias de masa parecida:
| Sustancia | Fuerza principal | Punto de ebullición (°C) |
|---|---|---|
| CH₄ | London | −162 |
| NH₃ | Puente de hidrógeno | −33 |
| H₂O | Puente de hidrógeno | 100 |
El CH₄ tiene solo dispersión, la más débil, y es un gas a temperatura ambiente. El NH₃ y el H₂O forman puentes de hidrógeno. El agua hierve más alto porque forma más puentes de hidrógeno por molécula: en promedio 2 por molécula (dos H donantes y dos pares libres), frente a 1 en el NH₃, limitado por su único par libre.
Dispersión: el tamaño importa
Las fuerzas de London crecen con el tamaño de la nube electrónica. Una nube más grande se polariza (se deforma) con más facilidad, es decir, tiene mayor polarizabilidad, y las atracciones instantáneas son más fuertes. Por eso, entre moléculas no polares, mayor masa molar suele significar mayor punto de ebullición.
| Halógeno | Masa molar (g/mol) | Estado a 25 °C |
|---|---|---|
| F₂ | 38.0 | gas |
| Cl₂ | 70.9 | gas |
| Br₂ | 159.8 | líquido |
| I₂ | 253.8 | sólido |
La tabla muestra los puntos de ebullición a 1 atm. | Sustancia | Punto de ebullición (°C) | |---|---| | $\text{CH}4$ | $-162$ | | $\text{NH}3$ | $-33$ | |…
La tabla muestra los puntos de ebullición a 1 atm.
| Sustancia | Punto de ebullición (°C) |
|---|---|
| $\text{CH}_4$ | $-162$ |
| $\text{NH}_3$ | $-33$ |
| $\text{H}_2\text{O}$ | $100$ |
Identifica la fuerza intermolecular principal en cada sustancia y úsala para explicar la tendencia de los puntos de ebullición.
Los halógenos muestran puntos de ebullición crecientes al bajar en el grupo. | Sustancia | Masa molar (g/mol) | Punto de ebullición (K) | |---|---|---| | $\text{F}2$ |…
Los halógenos muestran puntos de ebullición crecientes al bajar en el grupo.
| Sustancia | Masa molar (g/mol) | Punto de ebullición (K) |
|---|---|---|
| $\text{F}_2$ | 38.0 | 85 |
| $\text{Cl}_2$ | 70.9 | 239 |
| $\text{Br}_2$ | 159.8 | 332 |
| $\text{I}_2$ | 253.8 | 457 |
(a) Identifica la fuerza intermolecular que actúa en estas moléculas no polares. (b) Explica la tendencia usando el tamaño de la nube electrónica y la polarizabilidad. (c) Predice si el $\text{HF}$ (masa molar 20.0 g/mol, punto de ebullición 293 K) sigue esta tendencia y explica qué fuerza adicional justifica tu conclusión.
Propiedades según el tipo de sustancia
El tipo de partícula y la fuerza que las une explican lo que observas en el laboratorio.
| Propiedad | Iónica | Molecular | Metálica |
|---|---|---|---|
| Punto de fusión | Alto | Bajo | Variable, generalmente alto |
| Conduce en estado sólido | No | No | Sí |
| Conduce fundida o disuelta | Sí | No | (ya conduce) |
| Dureza | Dura pero frágil | Blanda | Maleable y dúctil |
¿Por qué?
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Iónicas: los iones están fijos en la red, así que el sólido no conduce. Al fundirse, los iones se mueven y transportan carga. Si golpeas el cristal, los planos se desplazan y los iones de igual carga quedan enfrentados: se repelen y el cristal se rompe (es frágil).
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Moleculares: las moléculas no tienen carga neta ni partículas libres, así que no conducen. Las fuerzas intermoleculares son débiles y funden a baja temperatura.
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Metálicas: los electrones del "mar" se mueven libres y conducen. Los cationes pueden deslizarse sin romper el enlace, y por eso el cobre se estira en alambre (dúctil) y se aplana (maleable).
Hay también sólidos covalentes de red, como el diamante y el grafito: no tienen moléculas separadas, sino una red enorme de átomos unidos por enlaces covalentes. Por eso se funden a temperaturas muy altas.
Para decidir si una molécula es polar a partir de su geometría, repasa la página de GEOMOL-VSEPR: una forma simétrica puede cancelar los enlaces polares.
También cuenta la carga de los iones: el MgO (Mg²⁺ y O²⁻) se funde a más de 2,800 °C, mucho más que el NaCl (Na⁺ y Cl⁻, 801 °C), porque las cargas mayores se atraen con más fuerza.
Aaliyah calienta dos sólidos blancos en el laboratorio. El sólido A se funde a $801\,^\circ\text{C}$ y conduce la electricidad cuando está fundido, pero no cuando está…
Aaliyah calienta dos sólidos blancos en el laboratorio. El sólido A se funde a $801\,^\circ\text{C}$ y conduce la electricidad cuando está fundido, pero no cuando está sólido. El sólido B se funde a $60\,^\circ\text{C}$ y no conduce la electricidad en ninguno de los dos estados. Clasifica cada sólido como iónico o covalente molecular y explica tu razonamiento en términos de partículas y fuerzas.
Explica por qué el cobre se puede estirar en alambre y conduce la electricidad, mientras que un cristal de cloruro de sodio se rompe al golpearlo y no conduce cuando…
Explica por qué el cobre se puede estirar en alambre y conduce la electricidad, mientras que un cristal de cloruro de sodio se rompe al golpearlo y no conduce cuando está sólido. Haz referencia al tipo de enlace y al movimiento de las partículas con carga en cada caso.
Marcus debe ordenar cuatro sustancias según su punto de fusión: $\text{MgO}$, $\text{NaCl}$, $\text{CH}3\text{OH}$ (metanol) y $\text{CH}4$. (a) Clasifica cada una según…
Marcus debe ordenar cuatro sustancias según su punto de fusión: $\text{MgO}$, $\text{NaCl}$, $\text{CH}_3\text{OH}$ (metanol) y $\text{CH}_4$. (a) Clasifica cada una según su tipo de enlace y nombra la fuerza que hay que vencer para fundirla. (b) Ordénalas de menor a mayor punto de fusión y justifica el orden. Para $\text{MgO}$ frente a $\text{NaCl}$, usa las cargas de los iones (Mg$^{2+}$, O$^{2-}$ frente a Na$^+$, Cl$^-$) en tu argumento. (c) Indica cuál de las cuatro esperas que conduzca la electricidad cuando está fundida.
Resumen
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Intramolecular = enlaces dentro de la molécula (fuertes). Intermolecular = atracciones entre moléculas (más débiles); son las que se vencen al fundir o hervir una sustancia molecular.
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Tipos de fuerza: London (todas las moléculas; crece con el tamaño de la nube electrónica), dipolo-dipolo (moléculas polares) y puente de hidrógeno (H unido a N, O o F).
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Más fuerzas intermoleculares significan mayor punto de ebullición.
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Iónicas: punto de fusión alto, frágiles, conducen fundidas o disueltas. Moleculares: punto de fusión bajo, no conducen. Metálicas: conducen sólidas, maleables y dúctiles.
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Vuelve al principio: el agua es líquida porque tiene puentes de hidrógeno; el CH₄, con solo dispersión de London, es un gas.