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ENSAGA Plan de trabajo N°5 - 4° Año CO (Cs. Naturales) / Profesora Raquel Irene Toya
¡Hola chicos! 
Espero que estén bien. Nos encontramos nuevamente para seguir trabajando juntos.
Cómo les dije anteriormente, seguiremos interaccionando por este medio
hasta que tengamos oportunidad de encontrarnos en las aulas. 
Lo que les indicaré a continuación es MUY IMPORTANTE: a la actividad que envío, si 
puedes, la imprimes, la colocas en tu carpeta y resuelves. Si no puedes imprimirla, la 
copias a mano en tu carpeta y resuelves. 
Una vez concluido, sacas una foto y la envías a la dirección de e-mail:
ensaga.co.csnat4@gmail.com 
Todos los trabajos deberán estar correctamente identificados, tanto en los archivos
que envíes, como en tu carpeta, de esta manera: 
Plan de trabajo 5 - Química - 4°año - Estudiante: Apellido y nombre
Los trabajos deben ser entregados antes del 27 de Mayo 2020 
¡Mucha suerte!
Profesora Raquel Irene Toya 
UNIONES QUIMICAS 
En la clase anterior te había contado que en química vemos dos tipos de uniones químicas
(también se las puede llamar interacciones o fuerzas). Las intramoleculares y las
intermoleculares y aprendimos sobre las primeras. Ahora veremos las intermoleculares. 
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mailto:ensaga.co.csnat4@gmail.com
PARTE II: Uniones químicas intermoleculares = entre moléculas
Las interacciones intermoleculares permiten describir las propiedades físicas de la materia, tales
como los estados de agregación, la temperatura de ebullición y la temperatura de fusión y la
solubilidad en otras sustancias.
Son propiedades físicas porque cuando se vencen estas interacciones no se produce un cambio en
la composición química del sistema. 
La interacción neta entre moléculas es el resultado de las fuerzas de atracción y de repulsión.
Veamos entonces las diferencias entre unos y otros tipos de fuerzas.
Fuerzas intramoleculares Fuerzas intermoleculares
Mantienen unidos a los átomos de una
molécula
Son fuerzas de atracción entre moléculas.
Determinan las propiedades químicas de las
sustancias
Determinan propiedades físicas de la materia
tales como el estado de agregación o la
solubilidad.
Solo se alteran durante un cambio químico (o
reacción química).
Son fuerzas débiles pero como son numerosas,
su contribución es importante.
Hay distintos tipos de fuerzas intermoleculares
Fuerzas de dispersión o de London
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Ocurren entre moléculas no polares y son las más débiles de las interacciones intermoleculares. 
- Las moléculas no polares se aproximan y
las nubes electrónicas se repelen y
deforman.
- Se genera una distribución desigual de la
carga por un corto período de tiempo
(dipolo instantáneo).
- La distribución desigual de la carga
induce un dipolo en una molécula vecina
(dipolo inducido)
Se ponen de manifiesto en el paso al estado líquido de sustancias gaseosas, como los gases
inertes, O2, N2, Cl2, hidrocarburos no polares (CH4), a muy bajas temperaturas y altas presiones.
Fuerzas dipolo-dipolo inducido
Ocurren entre una molécula polar y una no polar y son un poco más fuertes que las de London.
Son las responsables, por ejemplo, de la solubilidad de pequeñas cantidades de oxígeno (O2) o de
dióxido de carbono (CO2) 
- Se produce la fuerza de atracción entre el dipolo y el dipolo inducido
en el agua (H2O)
- La molécula no polar se aproxima a la polar e induce un dipolo
transitorio (dipolo inducido)
Fuerzas dipolo-dipolo
Ocurren entre moléculas polares y son más fuertes que las anteriores. 
Las moléculas polares tienen un dipolo (dipolo permanente), es decir una parte o zona positiva y
una negativa. Cuanto mayor sea la polaridad de las moléculas, mayor será esta interacción.
Determinan estado sólido y líquido de la materia y posibilitan la solubilidad de un compuesto polar
en otro, por interacción entre sus dipolos.
- Se acercan dos moléculas polares
- La zona positiva de una de ellas atrae la zona negativa de otra, y las
zonas de igual carga se mantienen lo más alejadas posibles.
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Puente hidrógeno: un caso particular de fuerzas dipolo-dipolo
Ocurre entre moléculas polares que tienen H unido a un átomo muy electronegativo (oxígeno,
nitrógeno, flúor) y es la más fuerte de las fuerzas de Van der Waals.
Es el caso de la molécula de agua (H2O). Otros ejemplos son ácido fluorhídrico (HF), amoníaco
(NH3) 
- El par de electrones libres del átomo electronegativo (O)
interacciona con H.
Hasta aquí la descripción de las fuerzas de Van der Waals,
cuyo nombre se dio en honor al físico holandés que las
describió. 
Las que se describen a continuación, son fuerzas más intensas, de tipo electrostáticas: fuerzas ion-
dipolo y ion-ion. 
Fuerzas ion-dipolo
- Cuando se disuelve un compuesto iónico en agua existe este
tipo de interacción.
- Decimos que el compuesto es “soluble” en agua y se ha
formado una solución
Un ejemplo de este tipo de fuerzas lo tenemos en los procesos
vitales de los que participa el agua, en los que es un magnífico
disolvente de compuestos iónicos..
Fuerzas ion-ion
Son fuerzas electrostáticas que se establecen entre iones de igual o distinta carga. Los iones con
cargas de signo opuesto se atraen. Los iones con cargas del mismo signo se repelen. Son las
interacciones más fuertes de todas las vistas. 
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- Están presentes en los cristales de los compuestos iónicos, que tienen por eso altos puntos de
fusión como ya vimos.
Decíamos al principio que las interacciones intermoleculares están relacionadas con las
propiedades físicas de la materia, tales como los estados de agregación, la temperatura de
ebullición y la temperatura de fusión y la solubilidad en otras sustancias.
Ahora que conocemos los tipos de interacciones podemos profundizar un poco más cómo es esta
relación.
Fuerzas intermoleculares, puntos de fusión y ebullición y estados de 
agregación de la materia
La temperatura de ebullición de una sustancia se define como la temperatura a la que dicha
sustancia cambia del estado líquido al gaseoso. Si la presión ambiente es de 1 atmósfera, se la
denomina temperatura de ebullición normal. Cada sustancia pura tiene una temperatura de
ebullición característica, y esta será mayor cuanto más fuertes y en mayor cantidad estén
presentes las interacciones intermoleculares. Por ejemplo, en el trabajo anterior al hablar de
compuestos iónicos, decíamos que tienen puntos de fusión y ebullición elevados. La razón de esto
es que las fuerzas intermoleculares son de naturaleza electrostática y muy intensa (interacciones
ion-ion). Las fuerzas de Van der Waals si bien son débiles pueden en conjunto ser importantes.
mayor sea la energía de interacción entre las partículas del líquido. 
La temperatura de fusión de una sustancia es la temperatura a la que una sustancia sólida pasa
al estado líquido. La temperatura de fusión también depende de la presión atmosférica, pero las
variaciones son menores que en el caso de la temperatura de ebullición. Su valor depende
también de la fuerza de las interacciones entre las partículas. 
Cuando se entrega energía a un sistema en forma de calor, lo que sucede es que se rompen
interacciones intermoleculares, lo que determina el paso de un estado de agregación a otro.
La simulación “Cambios de estado”
(http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/
estados/cambios.htm) permite observar los cambios macroscópicos y microscópicos que ocurren
durante los cambios de estado para el agua.
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Aquí podemos observar las moléculas de agua en sus tres estados. 
En el estado sólido tiene la mayor cantidad de puentes hidrógeno. Las moléculas se disponen
formando retículos en las tres dimensiones quedando espacios hexagonales (hexámero de agua).
Quedan empacadasy prácticamente no se mueven. Esto le confiere al agua sólida una estructura
abierta y porosa y menos densa que al estado líquido.
Si se entrega energía al sistema en forma de calor, se rompen gran parte de las interacciones
puente de hidrógeno que conforman el estado sólido y las moléculas adquieren más movilidad,
pasando al estado líquido.
Si se continúa entregando energía al sistema, se siguen rompiendo interacciones puente hidrógeno
y pasa al estado gaseoso, con una gran movilidad molecular e interacciones mínimas entre
moléculas.
El agua es la sustancia más común en la tierra, y sin embargo su naturaleza es única y diferente.
Gran parte de sus particularidades se deben a los enlaces puente de hidrógeno: su capacidad de
absorber calor y liberarlo paulatinamente la convierte en moderadora del clima, pero su
particularidad más sobresaliente es que su forma sólida (hielo), es menos densa que su
forma líquida. Si ponemos un vaso con agua y un cubito de hielo, veremos que éste flota en la
superficie, lo cual se debe a que es menos denso. Esto no sucede con casi ningún otro líquido, y
su fundamento está en la estructura del agua sólida que describimos más arriba. Si no fuera así, en
los polos, o en zonas muy frías, no existiría vida bajo el agua porque estaría toda el agua
congelada. 
Fuerzas intermoleculares y solubilidad.
Para explicar cómo se relacionan las fuerzas intermoleculares con la solubilidad, debemos hablar
primero de polaridad. Este término ya lo usamos cuando vimos las uniones covalentes explicamos
que existen uniones covalentes polares y no polares. En el caso de uniones covalentes polares, los
átomos presentan diferentes electronegatividades, por lo que los electrones quedan más cerca o
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son más atraídos por el átomo más electronegativo, y esto hace que se genere un dipolo o sea una
distribución desigual de las cargas positivas y negativas. El caso extremo de este efecto lo
presenta la unión iónica, en la cual, el átomo más electronegativo (el no metal), logra “arrancar” los
electrones al átomo electropositivo (el metal), formándose un anión y un catión.
Hasta aquí, estamos hablando de polaridad de enlaces. Pero no es lo mismo hablar de polaridad
de enlaces, que de polaridad de moléculas. Y es importante saber a qué nos referimos cuando
decimos moléculas polares y no polares, porque eso se relaciona con la solubilidad de unas
sustancias en otras. Por ejemplo, en nuestro cuerpo, el agua es el solvente de todas las
sustancias. Cualquier sustancia que no se solubilice en agua, deberá ser transportada por otra
para poder llegar así a las células de todo el cuerpo. 
Puede haber tres casos:
 Cuando todas las uniones presentes en una molécula son no polares, la molécula es no
polar.
 Cuando hay una sola unión polar, la molécula es polar.
 Cuando hay dos o más uniones polares, la polaridad de la molécula depende de su
geometría molecular.
La geometría molecular se refiere a la disposición tridimensional de los átomos de una
molécula y afecta sus propiedades físicas y químicas. Una molécula adopta una geometría
molecular que le permita la menor repulsión entre los electrones.
Vamos a dar unos ejemplos, solo a modo de introducción en un tema bastante complejo pero que
se estudia muchísimo por sus grandes aplicaciones sobre todo a la
tecnología.
Esta es una molécula de metano (CH4). Tiene cuatro enlaces
polares C-H, sin embargo la molécula es no polar.
La explicación está en la geometría molecular.
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La molécula es tetraédrica, de modo que se anulan entre sí las polaridades de los enlaces por ser
opuestos
La de arriba es una molécula de dióxido de carbono (CO2), que ya la habíamos visto en la clase de
uniones químicas y tiene dos enlaces polares C-O, sin embargo la molécula es no polar. La
explicación está en la geometría molecular. La molécula es lineal, de modo que se anulan entre sí
las polaridades de los enlaces por ser opuestos.
Agua (H2O) tiene (al igual que CO2), dos enlaces covalentes
polares O-H, sin embargo la molécula es polar.
La explicación está en la geometría molecular.
El átomo central (O) tiene dos pares de electrones no enlazantes
que generan repulsión (oxígeno tiene 6 electrones de valencia,
dos los usa para unirse con H y los otros cuatro le quedan libres).
Los electrones se distribuyen en los vértices de un tetraedro. 
La geometría de la molécula es angular.
Polaridad de moléculas y propiedades de las sustancias
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ACTIVIDADES:
1. Ordena por polaridad decreciente (de mayor a menor) las siguientes fuerzas
intermoleculares: puente de hidrógeno, London, ion-dipolo; dipolo-dipolo inducido; dipolo-
dipolo, ion-ion.
2. Una de las propiedades periódicas es la electronegatividad. En todas las tablas está
informada con un número dentro del casillero de cada elementos químico. La diferencia en
la electronegatividad de dos átomos hace que los electrones se desplacen hacia el más
electronegativo en el enlace químico. Cuanto mayor es la diferencia de electronegatividad,
más polar es el enlace. 
2.1.Consulta en la tabla periódica el valor de la electronegatividad de los elementos de las
moléculas siguientes
2.2.Ordena por polaridad creciente los enlaces de los siguientes compuestos: KBr; HCl;
H2O; CO; Cl2.
2.3. Piensa e indica cuáles se disolverán más en solventes polares como el agua y cuáles no.
3. Marcar la respuesta correcta: 
3.1.Al fundir el hielo se rompen atracciones intermoleculares. 
3.2.Al hervir el bromo se rompen atracciones intramoleculares
3.3.Al disociar el flúor se rompen atracciones intermoleculares.
4. ¿Cuál de las siguientes moléculas pueden formar puentes de hidrógeno con el agua? 
4.1.Amoníaco (NH3); 
4.2.Metano (CH4)
4.3.Ácido clorhídrico (HCl) 
4.4.Fosfano (PH3)
5. Indicar la respuesta correcta:
5.1.Las fuerzas de Van der Waals que producen mayor atracción entre las moléculas son
las fuerzas de London
5.2.Las fuerzas de London se manifiestan en caso de que dos moléculas sean polares
5.3.El CO2 se disuelve en agua por la acción de fuerzas dipolo-dipolo inducido
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5.4.Entre las moléculas de agua no existen fuerzas de atracción
5.5.a) y c) son correctas
5.6.es correcta
6. Dadas las siguientes especies químicas, completa el cuadro.
Claves para resolverlo: para determinar las uniones intramoleculares, consulta en la actividad
anterior y recuerda que el tipo de unión intramolecular dependa de ssu carácter de metal o no
metal de los átomos participantes.
Para determinar las uniones intermolecualres, la clave es saber si la molécula es polar o no
polar. Recuerda que cuando hay dos átomos la polaridad de la molécula depende solo de la
polaridad del enlace, pero cuando hay más de un átomo depende de la geometría (repasa los
ejemplos de geometrías moleculares, porque los vas a usar acá).
Para clasificar los puntos de fusión en altos, medios o bajos, debes recordar el orden de
intensidad de estos tipos de fuerzas (además del teorico, hiciste un ejercicio ordenándolos).
Por ultimo, la solubilidad en solventes polares es una consecuandia de la polaridad dela mlécula,
en la que tuviste que pensar para establecer el tipo de unión intermolecular de cada caso.
Compuesto
Uniones
intramoleculares
Uniones
intermoleculares
Puntos de fusión
(alto/medio/bajo)
Solubilidad en
agua
CCl4
N2
HCl
CO2
NaCl
H2O
HF
NH3
K2S
¡Mucha suerte con las actividades!
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