Fuerzas Intermoleculares y Propiedades de las Sustancias: Una Mirada a la Química Molecular

Fuerzas Intermoleculares

Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas de atracción que existen entre las moléculas. Estas fuerzas son responsables de muchas de las propiedades físicas de las sustancias, como el punto de fusión, el punto de ebullición y la solubilidad.

Fuerzas dipolo-dipolo: Son fuerzas atractivas que aparecen entre dipolos eléctricos constituidos por moléculas polares. Cuanto mayor es el momento dipolar de las moléculas, mayor es la fuerza atractiva. Es el caso, por ejemplo, de las interacciones entre moléculas HCl en estado líquido o sólido.
Fuerzas dipolo-dipolo inducido: Las moléculas polarizadas próximas a las moléculas o átomos neutros no polares pueden provocar en éstos un desplazamiento de la carga electrónica, transformándolos en dipolos inducidos. Entre el dipolo permanente y el dipolo inducido aparece una débil fuerza atractiva. Ejemplo: las interacciones entre las moléculas polares de HF y los átomos de argón (Ar).
Fuerzas de dispersión: Son fuerzas atractivas que aparecen entre moléculas no polarizadas. La existencia de estas fuerzas se explica admitiendo que, en un momento dado, la molécula no polar experimenta un ligero desplazamiento de la carga electrónica formándose un dipolo instantáneo. La distribución de la carga cambia rápidamente, de modo que el momento dipolar promedio es nulo. Pero el dipolo instantáneo puede polarizar otra molécula cercana formándose un dipolo inducido. A temperaturas bajas, la atracción entre dipolos mantiene las moléculas en estado líquido o sólido. Por ejemplo, entre los átomos de He, entre las moléculas de O₂, de N₂ y otras.
Enlace de Hidrógeno: Es un tipo especial de interacción electrostática dipolo-dipolo que tiene lugar entre un átomo de hidrógeno que forma un enlace covalente muy polarizado y un átomo de pequeño tamaño y muy electronegativo, como F, O, o N. El efecto del enlace de hidrógeno sobre los átomos próximos es un acercamiento de éstos. Las energías medias del enlace de hidrógeno son bajas. Por ejemplo, la energía del enlace intermolecular O-H en el agua es del orden de 20 kJ·mol^-1, mientras que la del enlace covalente O-H es del orden de 460 kJ·mol^-1. Sin embargo, son bastante más altas que en las interacciones dipolo-dipolo normales, lo que se traduce en que las sustancias que poseen enlaces de hidrógeno tienen puntos de fusión y de ebullición anormalmente elevados.

Propiedades de las Sustancias

Compuestos Iónicos

Estabilidad térmica: Los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente y sus puntos de fusión y de ebullición son elevados debido a la presencia de intensas fuerzas atractivas entre los iones.
Solubilidad: Muchos compuestos iónicos son solubles en agua o en otros disolventes que, como el agua, tienen moléculas polarizadas. Cuando el sólido iónico se introduce en agua se produce la rotura de la red iónica por la interacción entre los iones del cristal y los dipolos del disolvente. Los iones pasan a la disolución rodeados de moléculas de H₂O, por lo que decimos que están solvatados. La diferencia entre el calor de solvatación y la energía de red es el calor de disolución.
Conductividad eléctrica: Los compuestos iónicos no son conductores de la electricidad en estado sólido, ya que en este estado los iones, fuertemente unidos en la red cristalina, no disponen de capacidad de desplazamiento al establecerse un campo eléctrico. Esta situación cambia cuando dichos compuestos están fundidos o disueltos: los iones se desplazan hacia los electrodos descargándose. El proceso recibe el nombre de electrólisis y el compuesto iónico se denomina electrolito.

Sustancias Covalentes

Sustancias moleculares: En condiciones estándar, pueden ser gases, líquidos o sólidos. En estado sólido, todas ellas forman redes cristalinas constituidas por moléculas unidas mediante débiles fuerzas intermoleculares. Sus puntos de fusión y de ebullición son, por lo general, bajos, ya que para fundir o hervir estas sustancias sólo es preciso romper las débiles fuerzas existentes entre sus moléculas. Son generalmente insolubles en disolventes polares, como el agua, y solubles en líquidos covalentes orgánicos como benceno (C₆H₆). Las sustancias que poseen moléculas polarizadas tienen mayor solubilidad en agua.
Sustancias atómicas: Puntos de fusión muy elevados que suelen oscilar entre 1200 y 3600 °C. No conductores de la electricidad, ya que sus electrones localizados en los enlaces covalentes no poseen movilidad alguna. Insolubles en cualquier disolvente. Elevada dureza.

Metales

Puntos de fusión y de ebullición elevados, en general, siendo especialmente altos en los metales de transición y bastante más bajos en los metales alcalinos y alcalinotérreos.
Alta conductividad eléctrica en estado sólido, por lo que se denominan conductores de primera especie. Ello se debe a la movilidad de sus electrones de valencia.
Alta conductividad térmica.
Son solubles entre sí en estado fundido formando aleaciones.
Buenas propiedades mecánicas, como ductilidad, maleabilidad y tenacidad, tanto de los metales puros como de sus aleaciones. A causa de estas propiedades, sus aplicaciones técnicas son variadísimas.
La densidad es, en general, elevada, especialmente en los metales de transición, como consecuencia de sus estructuras compactas.

Enlaces Químicos

Regla del Octeto Electrónico

En la formación de un enlace, los átomos tienden a ceder, ganar o compartir electrones hasta que el número de estos sea igual a 8 en su nivel de valencia.

Enlace Iónico

Es la unión resultante de la presencia de fuerzas electrostáticas entre iones positivos y negativos para dar lugar a la formación de un compuesto constituido por una red cristalina iónica. A temperatura y presión estándar, estos compuestos se presentan en sólidos cristalinos constituidos por iones positivos y negativos unidos mediante fuerzas electrostáticas.

Energía de Red o Energía Reticular

De un compuesto iónico es la energía del proceso de formación de un mol de cristal iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso cuando entre ellos no existe interacción alguna: ΔH_f = ΔH₁ + ΔH₂ + ΔH₃ + ΔH₄ + U

Modelo de Lewis. Enlace Covalente

Consiste en la unión de dos átomos que comparten uno o más pares de electrones. La covalencia de un elemento es el número de enlaces covalentes que puede formar, lo que depende del número de sus electrones desapareados.

Parámetros de Enlace

La energía o entalpía de enlace de una molécula diatómica es la variación de entalpía cuando se disocia un mol de moléculas en átomos en este mismo estado.
La longitud de enlace es la distancia entre los núcleos de los dos átomos unidos mediante un enlace covalente.
- El enlace σ se forma cuando dos orbitales atómicos se superponen por sus extremos, de modo que la densidad electrónica se concentra entre los dos núcleos. Todos los enlaces simples son de tipo σ.
- El enlace π se forma por superposición lateral de los orbitales atómicos. La densidad electrónica se concentra en las partes superior e inferior del plano que contiene los núcleos de los átomos enlazados. El enlace π solo se forma cuando ya hay un enlace σ entre dos átomos.
El ángulo de enlace es el ángulo que forman las rectas que pasan por los núcleos atómicos o direcciones de enlace.
Polaridad del enlace:
- Moléculas diatómicas homonucleares: Al tener los dos átomos la misma electronegatividad, coinciden los centros de distribución de carga positiva y negativa y las moléculas resultan apolares. Es el caso del H₂, F₂, N₂ y O₂.
- El enlace apolar es el enlace covalente en el que los electrones son compartidos por igual por los dos átomos, de modo que la densidad electrónica es simétrica respecto de los dos núcleos.
- Moléculas diatómicas heteronucleares: Al tener los dos átomos diferentes electronegatividades, el enlace se polariza y la molécula es un dipolo molecular.
- El enlace polar es aquel en que uno de los dos átomos, por ser más electronegativo que el otro, desplaza hacia él la carga electrónica compartida.
- El momento dipolar es igual a μ = Q × d (la unidad de μ es el debye).

Enlace Metálico

Es la fuerza de unión existente entre los átomos de los metales, a la que deben su estabilidad y propiedades las redes cristalinas metálicas.

Conceptos Básicos de Estructura Atómica

Z: indica el número de protones en el núcleo y determina el elemento.
A: indica el número de protones y neutrones (nucleones) que componen el núcleo y determinan el isótopo del elemento.
Teoría cuántica de Planck: la energía emitida por un cuerpo mediante la radiación de una determinada frecuencia es múltiplo de una cantidad de energía elemental llamada cuanto, E = hν.
Teoría corpuscular de Einstein: la luz está constituida por partículas, fotones, cuya energía es E = hν.
Modelo atómico de Bohr:
- El núcleo tiene niveles donde se encuentra el electrón. Los niveles son n, número cuántico principal.
- Siempre que un átomo absorbe o emite energía, lo hace mediante cuantos completos de valor hν.
Modelo mecánico-cuántico:
- n: principal, designa un nivel. Relacionado con el tamaño y la energía del orbital. n = 1, 2, 3,…
- l: orbital o de momento angular, designa un subnivel y está relacionado con la forma y energía del orbital y el módulo del momento angular. l = 0, 1, 2, 3,… (n-1)
- m_l: magnético, relacionado con la orientación del orbital. Valores entre –l y +l.
- m_s: espín, relacionado con el sentido de giro del electrón. ±1/2.
Principio de exclusión de Pauli: dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales.
Regla de la máxima multiplicidad de Hund: cuando varios electrones ocupan orbitales degenerados de la misma energía, lo hacen en orbitales diferentes y con espines paralelos mientras sea posible.