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© Antonio Abrisqueta García, 1999 Temario Específico – Tema 43
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TEMAS DE FÍSICA Y QUÍMICA
(Oposiciones de Enseñanza Secundaria)
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TEMA 43
FUERZAS INTERMOLECULARES. ASPECTOS ENERGÉTICOS. SÓLIDOS
MOLECULARES. JUSTIFICACIÓN DE LAS PROPIEDADES ANÓMALAS DEL
AGUA Y SU IMPORTANCIA PARA LA VIDA.
Esquema
1. Fuerzas intermoleculares.
1.1. Naturaleza de las fuerzas intermoleculares.
2. Energía Potencial intermolecular
2.1. Cálculo de la Energía Potencial intermolecular.
2.1.1. Fórmulas empíricas.
2.1.1.1. Ecuación de Mie.
2.1.1.2. Ecuación de Lennard-Jones.
2.1.1.3. Potencial de esferas rígidas.
3. Tipos de fuerzas intermoleculares.
3.1. Atracción Dipolo-Dipolo.
3.2. Atracción Dipolo-Dipolo inducido.
3.3. Fuerzas Dipolo instantáneo-Dipolo inducido.
3.4. Otras fuerzas de interacción intermoleculares.
3.4.1. Ion-Dipolo.
3.4.2. Ion-Dipolo inducido.
4. Sólidos moleculares.
4.1. Estructura y enlace. Propiedades.
4.1.1. Moléculas apolares.
4.1.2. Moléculas polares.
5. Propiedades anómalas del agua.
5.1. Enlace de puente de hidrógeno.
5.2. Teorías sobre el enlace de puente de hidrógeno.
5.2.1. La aproximación electrostática.
5.2.2. La componente covalente.
5.3. Estructura del agua.
5.4. Importancia de la estructura del agua.
5.5. Importancia para la vida.
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TEMA 43
FUERZAS INTERMOLECULARES. ASPECTOS ENERGÉTICOS. SÓLIDOS
MOLECULARES. JUSTIFICACIÓN DE LAS PROPIEDADES ANÓMALAS DEL
AGUA Y SU IMPORTANCIA PARA LA VIDA.
1. FUERZAS INTERMOLECULARES
Los gases ideales se comportan como si estuvieran compuestos por un número li-
mitado de pequeñas esferas dotadas de una energía casi perpetua. Esta energía hace que
cada unidad, por separado, muestre un estado de movimiento continuo, que no se amor-
tigua por los efectos de las atracciones o repulsiones que hay entre ellas. A bajas con-
centraciones los gases reales se aproximan al comportamiento ideal.
Van der Waals atribuyó el comportamiento "no ideal" que presentan los gases en
la compresión, es decir, cuando el número de moléculas por unidad de volumen es ele-
vado, a la existencia de fuerzas débiles de atracción entre los átomos o moléculas en
estado gaseoso, fuerzas que en general reciben el nombre de fuerzas intermoleculares.
Estas fuerzas se presentan también en estado sólido y líquido; así, los cristales de
los gases inertes están formados por moléculas monoatómicas que, debido a las fuerzas
de Van der Waals, se mantienen ordenadas en estructuras de gran compacidad. Estas
mismas fuerzas son las que dan lugar a las conocidas como enlaces moleculares, por
ejemplo, entre las moléculas diatómicas de las estructuras sólidas de los halógenos.
1.1. Naturaleza de las fuerzas intermoleculares.
La naturaleza de las fuerzas intermoleculares es compleja, como estudiaremos en
este tema. Ahora bien, en un modelo sencillo podemos imaginar a los electrones de una
molécula atraídos por el núcleo de otra molécula vecina y viceversa. Sin embargo, al
igual que los núcleos vecinos, los electrones de moléculas vecinas establecen campos
intermoleculares con fuertes repulsiones, que equilibran las fuerzas de atracción entre
las moléculas de los sistemas en equilibrio.
Las fuerzas intermoleculares son, pues, fuerzas de atracción y repulsión que se
ejercen las moléculas entre sí. La magnitud de ambos tipos de fuerzas es función de la
distancia y por ello, las fuerzas intermoleculares se suelen dividir en dos tipos:
a) Fuerzas de corto alcance, a las que se acostumbra a llamar fuerzas de valencia.
Estas fuerzas aparecen cuando las moléculas están tan cercanas que sus nubes
electrónicas se solapan. Este tipo de fuerzas es de naturaleza repulsiva, y la ma-
yor información que se tiene de ellas proviene de cálculos mecano-cuánticos,
aunque el conocimiento que se posee de las mismas es muy escaso ya veces igno-
rado por las dificultades matemáticas que lleva consigo.
b) Fuerzas de largo alcance, llamadas también de Van der Waals, son más fáciles
de calcular y se pueden tratar de una manera rigurosa. Estas fuerzas, formadas
por varios tipos de contribuciones, varían de forma inversamente proporcional a
diversas potencias de la distancia intermolecular. Estas contribuciones se suelen
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dividir en tres tipos: contribuciones electrostáticas, de inducción y de dispersión.
Las dos primeras se pueden explicar sin más que tener en cuenta la ley de Cou-
lomb, mientras que el tercer tipo sólo se puede evaluar haciendo uso de conside-
raciones mecano-cuánticas.
2. ENERGÍA POTENCIAL INTERMOLECULAR
2.1. Cálculo de la Energía Potencial Intermolecular.
Para el estudio de las fuerzas intermoleculares es más conveniente en ocasiones
usar la energía potencial, U(r), en vez de la fuerza, F(r), ya que ambas están relaciona-
das por las expresiones:
 
dr
dU
rF −=)( ⇒ ∫−= drrFrU ).()( (1)
por lo que, de ahora en adelante, describiremos las fuerzas entre las moléculas por me-
dio de su energía potencial.
Existe una gran variedad de formas analíticas para la energía potencial, todas ellas
empíricas, con dos o más parámetros que se calculan por comparación de los valores
experimentales de algunas propiedades físicas con el valor teórico. Uno de los más utili-
zados es el potencial de Lennard-Jones, que veremos a continuación.
La Energía Potencial total entre dos moléculas se puede descomponer en dos su-
mandos, uno atractivo y otro repulsivo:
atracrepulT UUU += .
2.1.1. Fórmulas empíricas.
2.1.1.1. Ecuación de Mie.
La ecuación de Mie tiene dos términos de energía potencial. El término de repul-
sión se ha comprobado que es proporcional a r−n siendo r la distancia intermolecular y
el término de atracción es proporcional a −r−m, de forma que podemos poner:
 (Ecuación de Mie) mn rr
U
µν −= (2)
donde ν y µ son las constantes de proporciona-
lidad. Por otra parte, con el fin de que se pro-
duzcan atracciones a grandes distancias y repul-
siones a distancias muy pequeñas se ha de cum-
plir que n>m>3.
London demostró que Uatrac es proporcio-
nal a r-6 de donde obtenemos ya el valor m=6.
Pero no hay ninguna base teórica para asignar
un valor a n. Sin embargo, se comprueba que se
obtienen valores teóricos concordantes con los
experimentales cuando n toma valores compren-
 
 FIG. 1
didos entre 10 y 14, por lo que se suele asignar el valor 12.
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La forma de la función potencial de la ecuación de Mie, expresión (2), está repre-
sentada en la fig.l. La curva superior punteada representa el término repulsivo ν/rn, y la
inferior, también punteada, representa al término atractivo -µ/rm. La curva resultante de
las dos es la marcada con trazo continuo. Dicha curva nos muestra que al disminuir la
distancia de separación entre dos moléculas, r, la energía potencial disminuye hasta un
valor mínimo ε a una distancia, r0 que corresponde a un estado de equilibrio. Para dis-
tancias inferiores a r0 hay un rápido aumento de la energía de repulsión.
La ecuación (2) fue desarrollada por Mie, y en ella ν y µ son parámetros arbitra-
rios evaluados en función de la concordancia de datos teóricos y experimentales, pero
sin ningún significado físico.
2.1.1.2. Ecuación de Lennard-Jones.
Lennard-Jones transformó esa ecuación mediante la introducción de dos paráme-
tros más convenientes, con un significado físico concreto, ε y r0 o ε y σ, donde ε y r0
son las coordenadas del mínimo de la curva de energía potencial y σ es la distancia ala
que el potencial vale cero, es decir, es una medida del diámetro de la molécula.Teniendo en cuenta que en el mínimo de la curva se ha de cumplir que:
0
0
=




=rrdr
dU
derivando la ecuación de Mie se obtiene:



 +−=+−=−−−= µνµνµν
6771312
5
24
11 26612.6.12
rrrrr
r
r
r
dr
dU
y aplicándole la condición de mínimo para r=r0 :
 0
2
6
0
=+− µν
r
 ⇒ 6
0
2
r
ν
µ = (3)
sustituyendo este dato en la ecuación de Mie y calculando el valor que toma la función
para r=r0 obtendremos la energía potencial mínima:
12
0
6
0
6
0
12
0
2
rrrr
U
ννν
ε −=−=−= (4)
La ecuación de la energía potencial en función de ν resultaría:






−=×−= 66
0
1266
0
12
2112
rrrrrr
U ν
νν
y multiplicando y dividiendo por 120r resultará:
 












−



=





−=
6
0
12
0
66
0
12
0
12
12
0
12
0
2
2
r
r
r
r
rr
r
r
r
r
U E
ν
(5)
Para r=σ → U=0, luego: 












−



=
6
0
12
0 20
σσ
rr
E ⇒ 
6
0
12
0 2 



=




σσ
rr
luego: ( ) 6610 22 σσ ==r y sustituyendo en (5) resulta:
 












−



=
612
4
rr
U
σσ
E (6)
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Cualquiera de las anteriores ecuaciones (5) y (6) se conocen como potencial de
Lennard-Jones.
2.1.1.3. Potencial esferas rígidas.
Existen varios potenciales que, aunque no son realistas en el sentido de que no
tienen la forma general que se muestra en la fig.1, han sido muy empleados debido a su
sencillez matemática.
Destacan entre todos ellos, por su sencillez, el potencial de esferas rígidas, el cual
representa a las moléculas como esferas, rígidas impenetrables de diámetro σ. Debido a
la gran simplicidad de este modelo, sólo se usa para cálculos exploratorios. En este po-
tencial, la representación de las fuerzas repulsivas de corto alcance es bastante simple,
pues supone que las moléculas tienen un cierto volumen y no pueden acercarse a una
distancia menor de σ. Este potencial se define de la forma siguiente:
∞=)(rU para r<σ
0)( =rU para r>σ
3. TIPOS DE FUERZAS INTERMOLECULARES
Nos centraremos en el estudio de las fuerzas de largo alcance. Estas fuerzas pue-
den ser debidas a varios tipos de contribuciones. Estas contribuciones dependen de la
naturaleza de las moléculas y son, en todo caso, de naturaleza electrostática, aunque a
efectos didácticos se les den diversos nombres. Todas ellas son más débiles que las que
se presentan en los compuestos iónicos y en todas ellas intervienen siempre dipolos.
Como se sabe, se produce un dipolo entre dos átomos cuando existe una distribu-
ción desigual de cargas en la molécula. Esta distribución desigual puede presentarse en
una molécula diatómica o en una molécula poliatómica angular cuando se presentan
diferencias análogas. Así pues, un dipolo es una molécula en la que un extremo posee
una carga positiva o negativa respecto del otro. La magnitud de este dipolo se expresa
en función del momento dipolar, es decir, del producto de la carga por la distancia entre
los centros de carga.
La existencia de dipolos permite que moléculas, que aparentemente son neutras,
actúen atrayendo a iones y a otras moléculas, apareciendo un conjunto de interacciones,
que veremos detenidamente.
3.1. Atracción Dipolo-Dipolo.
Las fuerzas de atracción dipolo-dipolo, conocidas como fuerzas de Keeson, sólo
se producen entre moléculas que tienen carácter dipolar, o lo que es lo mismo, entre
moléculas heteronucleares, y se atribuyen a una atracción electrostática entre dipolos
permanentes que se orientan con los polos opuestos.
La atracción media puede evaluarse con la ayuda de la ley de distribución de
Boltzmann, de tal manera que para dos moléculas polares, con momento dipolar, sepa-
radas por una distancia r, la energía de atracción dipolo-dipolo, para valores grandes de
r comparados con la separación de las cargas en el dipolo, se puede calcular mediante:
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kTr
U
1
3
2
6
4
⋅⋅−= µ (7)
siendo k la constante de Boltzmann y T la temperatura absoluta.
Tal como puede deducirse de la ecuación (7) a elevadas temperaturas la atracción
dipolo-dipolo disminuye considerablemente, como consecuencia de que la agitación
térmica de las moléculas se opone a la tendencia de las mismas a adoptar orientaciones
favorables.
Las energías promedio de las interacciones dipolo-dipolo son aproximadamente 4
KJ/mol de enlaces, en contraste con los valores promedio para energías características
de tipo iónico y de enlace covalente (del orden de 400 KJ/mol de enlaces).
3.2. Atracción Dipolo-Dipolo inducido.
La presencia de un dipolo permanente en una molécula siempre provoca una con-
tribución adicional, que no se ha tenido en cuenta al explicar la atracción dipolo-dipolo.
El dipolo de una molécula puede polarizar a los electrones de una molécula vecina e
interaccionar con esta molécula. Los electrones de la segunda molécula quedan, como
consecuencia, desplazados, y de esta forma interaccionan con el dipolo de la primera
molécula y dan origen a un efecto de atracción, también denominado fuerza de Debye.
Debye demostró que para un par de moléculas con un momento dipolar µ y pola-
rizabilidad α, la energía potencial de atracción que resulta de la interacción dipolo-
dipolo inducido, llamado también efecto de inducción, es:
 6
2
.
2
r
U onduc
αµ−= (8)
Recordemos aquí el concepto de polarizabilidad. Un átomo o molécula se puede
representar como una nube de carga negativa de densidad variable, siendo la forma y
distribución de la densidad electrónica diferente de unos átomos o moléculas a otros. Si
sometemos un átomo o molécula a la acción de un campo eléctrico exterior se verificará
una distorsión en la densidad electrónica al ser atraída la nube electrónica por la placa
positiva y el núcleo por la negativa. El átomo o molécula así distorsionado tendrá un
momento dipolar, ya que no coinciden los centros de carga positiva y negativa. Se dice
entonces que el átomo o molécula se ha polarizado y mientras actúe el campo eléctrico
exterior, posee momento dipolar inducido, momento dipolar que evidentemente, será
proporcional a la intensidad del campo eléctrico exterior:
E
ρρ
.αµ = (9)
A la constante de proporcionalidad α se le llama polarizabilidad y es característi-
ca de cada átomo o molécula. El valor numérico de la polarizabilidad coincide con el
momento dipolar inducido por un campo eléctrico de intensidad unidad, y mide la faci-
lidad de deformación de la nube electrónica.
Esta interacción tiende a ser muy débil, puesto que la capacidad de polarización
de casi todas las especies no es muy grande. Dada que la energía varía en forma inversa
a r6, es eficaz sólo a distancias muy cortas. Su importancia química se limita a situacio-
nes como serían las de disoluciones de compuestos iónicos o polares en disolventes no
polares.
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3.3. Fuerzas Dipolo instantáneo-Dipolo inducido.
Las fuerzas que se producen entre dipolos instantáneos y dipolos inducidos son
también llamadas fuerzas de dispersión de London.
Incluso en átomos y moléculas que carecen de dipolo permanente, se pueden pro-
ducir dipolos instantáneos como resultado de un desequilibrio momentáneo en la distri-
bución electrónica. Por esta razón, el estado líquido puede ser alcanzado por cualquier
sustancia, incluido los gases nobles. Consideremos por ejemplo, al átomo de helio. Es
muy poco probable que los dos electrones en el orbital 1s del helio siempre estén dia-
metralmente opuestos entre sí. Por lo tanto, existirán dipolos instantáneos capaces de
inducir dipolos en los átomos o moléculas adyacentes. Otra forma de considerareste
fenómeno es aceptar que los electrones en dos o más moléculas no polares sincronizan
sus movimientos (al menos en parte) para reducir al mínimo la repulsión electrón-
electrón y aumentar al máximo la atracción electrón-núcleo. Dichas atracciones son
eficaces a distancias muy cortas, y son débiles, al igual que las fuerzas dipolo-dipolo
inducido. El estudio detallado de estas interacciones conduce a resultados que pueden
expresarse en relaciones variadas, aunque todas coinciden en que la energía de atracción
es proporcional al cuadrado de la polarizabilidad e inversamente proporcional a la sexta
potencia de la distancia de separación entre las moléculas, o sea:
 6
2
r
U
α∝ (10)
donde α es la polarizabilidad. La constante de proporcionalidad viene a ser, aproxima-
damente la misma para muchas moléculas y su valor es de 1’8.10-17 Julios.
Todas las moléculas, incluidas aquellas que no tienen momento dipolar perma-
nente se pueden atraer unas a otras y por esta razón puede ser alcanzado el estado líqui-
do por cualquier sustancia. El origen de estas fuerzas, que actúan con independencia de
los dipolos moleculares, fueron caracterizadas por F.London y sólo pueden estudiarse
mecano-cuánticamente ya que dependen de los movimientos de los electrones en las
moléculas vecinas.
Las fuerzas de London ejercen su acción a distancia muy cortas y son las más dé-
biles de todas las fuerzas de atracción, de interés para los químicos. Como consecuencia
del factor α2, las fuerzas de London aumentan rápidamente con el peso molecular, o sea,
con el volumen molecular y con el número de electrones polarizables.
3.4. Otras fuerzas de interacción intermoleculares.
Dentro de las interacciones entre las moléculas de una misma sustancia hay que
considerar el llamado enlace de hidrógeno, que estudiaremos más adelante.
3.4.1. Ion-Dipolo.
Por lo que se refiere a las interacciones entre moléculas de sustancias diversas,
hay que considerar las llamadas atracciones ion-dipolo. La energía potencial de una
interacción ion-dipolo viene dada por la expresión:
0
24 επ
µ
r
Z
U
±
−=
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en la que Z± es la carga en el ion, y r es la distancia entre el ion y el dipolo molecular.
Las interacciones ion-dipolo son similares a las interacciones ion-ion, excepto en
que son más sensibles a la distancia (1/r2 en lugar de l/r) y tienden a ser un poco más
débiles, ya que las cargas (q+, q−) que forman el dipolo, son considerablemente menores
que una carga electrónica completa.
Las fuerzas ion-dipolo son importantes en las disoluciones de compuestos iónicos
en disolventes polares, en donde existen especies solvatadas como Na(H2O)x y F(H2O)y,
(correspondiente a disoluciones de NaF en H2O). En el caso de algunos iones metálicos,
dichas especies solvatadas pueden ser lo suficientemente estables como para ser cons i-
deradas como especies "independientes" tal como sucede en el ion [Co(NH3)6]+3. De
este modo, puede considerarse a los iones complejos, como este último, como formados
por interacciones electrostáticas ion-dipolo, pero esta simplificación excesiva es menos
exacta que otras formas de considerar las interacciones que ocurren en dichas especies.
3.4.2. Ion.Dipolo inducido.
Además de estas atracciones ion-dipolo son de interés las atracciones ion-dipolo
inducido. En efecto, de la misma manera que un dipolo induce otros dipolos en molé-
culas cercanas, con mayor razón los iones fuertemente negativos o fuertemente positi-
vos producen dipolos inducidos en moléculas próximas, sobre todo cuando estas molé-
culas poseen electrones relativamente alejados de los centros de atracción positivos, es
decir, cuando estas moléculas son muy polarizables. También es probable que ciertos
iones complejos, como por ejemplo el I3−, se formen por este mecanismo.
4. SÓLIDOS MOLECULARES
4.1. Estructura y Enlace. Propiedades.
Los sólidos cristalinos se caracterizan por la perfecta ordenación de sus partículas
constituyentes, que ocupan los nudos de un retículo cristalino. Muchas de las propieda-
des físico-químicas de los sólidos dependen de la naturaleza de dichas partículas cons-
titutivas, así como del tipo de fuerzas o enlace que las mantiene unidas. De acuerdo con
esto, se clasifican en cuatro grandes grupos: moleculares, atómicos (llamados también
covalentes), iónicos y metálicos, cada uno de los cuales tienen unas propiedades ma-
croscópicas características. Estas mismas propiedades pueden, a su vez, servir para co-
nocer el tipo de enlace existente en un sólido determinado, si bien no hay que olvidar
que esta clasificación, lo mismo que la del enlace químico, no está perfectamente deli-
mitada, puesto que existen tipos de enlace intermedios, por lo que habrá algunas sustan-
cias cuya clasificación será también intermedia entre algunos de estos cuatro grupos.
En los sólidos moleculares, los nudos del retículo cristalino están ocupados por
moléculas que pueden ser monoatómicas, como ocurre en los cristales de los gases no-
bles; diatómicas, como sucede en muchos elementos no metálicos (H2, O2 N2, P2 Cl2,
etc.) y, en algunos compuestos binarios (CO, ClF, BrF, BrCl, NO, etc.), o bien poliató-
micas, como son casi todos los compuestos orgánicos y algunos inorgánicos no iónicos
(SO2, NH3, PCl3, CH4, CF4, CCl4, etc.).
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Las fuerzas de atracción que mantienen unidas a las moléculas individuales en el
estado sólido (y también en el líquido) son las débiles fuerzas de Van der Waals y, por
tanto se requiere muy poca energía para separarlas, por lo que estas sustancias serán
muy volátiles, es decir que sus puntos de fusión y de ebullición serán relativamente ba-
jos. Por la misma razón los sólidos moleculares serán muy blandos y fácilmente defor-
mables.
Los átomos que forman las moléculas, constitutivas de los sólidos moleculares,
están unidos entre sí por enlaces covalentes, por lo que los electrones están localizados
y no pueden moverse libremente. Por consiguiente, los sólidos moleculares serán muy
malos conductores de la electricidad (y también del calor). Dentro de los sólidos mole-
culares cabe hacer una distinción según que las moléculas constitutivas sean apolares y
polares, y aún entre estas últimas, que puedan o no formar enlaces de hidrógeno.
4.1.1. Moléculas apolares.
Las fuerzas de dispersión de London, que son las únicas que actúan entre molé-
culas apolares, son extremadamente débiles, si bien aumentan marcadamente con la
masa molecular. Por ello, esta clase de sustancias tiene los puntos de fusión y ebullición
más bajos. Así, por ejemplo, el argón (moléculas monoatómicas) funde a –190ºC y
hierve a –186ºC (a la presión atmosférica), mientras que el cloro (moléculas diatómicas)
lo hace a -103°C y -35°C, respectivamente. En los siguientes halógenos de masa mole-
cular mucho mayor, aumenta notablemente las temperaturas de fusión y de ebullición,
que son, respectivamente, de –7ºC y 59ºC para el bromo y de 114ºC y 184ºC, para el
yodo. Este aumento del punto de fusión y del punto de ebullición con la masa molecular
hace que únicamente las sustancias de peso molecular relativamente elevado sean sóli-
das a la temperatura ambiente.
4.1.2. Moléculas polares.
Cuando las moléculas son polares, las fuerzas de atracción predominantes son del
tipo dipolo-dipolo, mayores que las de dispersión de London (que siguen también ac-
tuando), por lo que, la magnitud del momento dipolar desempeña un papel más impor-
tante que la masa molecular. Estas sustancias tienen, en general, puntos de fusión y de
ebullición algo más elevados que las formadas por moléculas apolares, si bien no puede
establecerse un criterio rígido cuantitativo entre estas propiedades y la magnitud del
momento dipolar, puesto que intervienen, además, otros factores como, por ejemplo, el
grado de empaquetamientode las moléculas del retículo cristalino, lo que depende prin-
cipalmente de su forma geométrica; mientras que en los puntos de ebullición suele in-
fluir marcadamente el momento dipolar, ya que, en el estado líquido, las moléculas pue-
den reagruparse, más o menos ordenadamente, con sus dipolos orientados de manera
opuesta, para hacer máximas las fuerzas de atracción.
Cuando entre las moléculas polares se pueden formar, además, enlaces de hidró-
geno, las fuerzas de atracción intermoleculares aumentan notablemente y la estructura
cristalina resulta bastante más estable. Por esta causa, estas sustancias presentan, un
comportamiento anómalo, en particular tienen puntos de fusión y de ebullición bastante
más altos que otros compuestos semejantes.
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5. PROPIEDADES ANÓMALAS DEL AGUA
5.1. Enlace de puente de hidrógeno.
Existen gran número de hechos que prueban que cuando el hidrógeno se une a
elementos muy electronegativos, como flúor, oxígeno y nitrógeno, los compuestos fo r-
mados presentan una tendencia acusada a asociarse molecularmente. Así, el fluoruro de
hidrógeno en fase gaseosa tiene un peso molecular mucho mayor que el que correspon-
de al monómero HF, consecuencia de la polimerización en las especies moleculares
H2F2, H3F3' H4F4 H5F5, y H6F6. Por otra parte, en disolución de fluoruros ácidos existen
iones, como el HF2− de difícil explicación mediante las teorías de los enlaces covalentes
e iónico o las interacciones moleculares, a las que nos hemos referido anteriormente.
El ion hidrógeno H+ es un núcleo desprovisto de envoltura electrónica, con carga
+1. Si el fluoruro de hidrógeno, HF, tuviese una estructura iónica extrema, podría pre-
sentarse con se indica en A de la fig.2. Entonces la carga positiva del ion hidrógeno po-
dría atraer fuertemente a un ion negativo como el fluoruro formando el ion (F−H+F−) o
HF2− llamado ion difluoruro de hidrógeno,
indicado en B en la fig.2. Esto es lo que in-
dudablemente ocurre y el ion estable difluo-
ruro de hidrógeno existe en concentración
considerable en las soluciones de los fluoru-
ros ácidos, como el KHF2. El enlace que
mantiene unido a este ion complejo es el lla-
 FIG. 2
mado enlace de hidrógeno, y es el que se forma también entre las moléculas de fluoruro
de hidrógeno, dando lugar a que la sustancia gaseosa se polimerice tanto.
Este de enlace posee las siguientes características observadas experimentalmente:
1. Su energía, determinada calorimétricamente, es del orden de 2 a 10 Kcal/mol, de-
masiado elevada para pertenecer a las interacciones débiles, como las estudiadas
en este mismo tema, y demasiado pequeña frente a las aproximadamente 100
Kcal/mol para los enlaces iónicos o covalentes.
2. Es bastante localizado, más de lo que suelen serlo las interacciones débiles. Por
estos dos motivos se habla de "enlace", aunque no se trata de un enlace químico
típico, como el iónico o el covalente.
3. En él interviene siempre el hidrógeno, que produce el enlace entre el grupo dador,
A-H, y el aceptor, B: A−H + B → A−HΛB
Los grupos A y B, que pueden ser iguales o no,
invariablemente deben ser muy electronegati-
vos, y además, B debe poseer un par de elec-
trones sin implicar en ningún enlace, lo que
prácticamente limita el campo al flúor y al oxí-
geno, aunque también se conocen enlaces de
hidrógeno en compuestos con el cloro y el ni-
trógeno. FIG. 3
4. Generalmente, el enlace de hidrógeno es lineal y asimétrico, estando el protón
más cerca del grupo donante que del aceptor. Las distancias interatómicas HΛB,
superiores a las típicas de los enlaces covalentes, es lo que nos pone en guardia
acerca de la naturaleza del enlace de hidrógeno, como se observa en la fig.3.
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Como consecuencia del enlace de hidrógeno aparecen ciertas propiedades anó-
malas en los compuestos. La presencia de enlaces de hidrógeno es responsable, por
ejemplo, de las desviaciones en los puntos de fusión de los hidruros covalentes simples
de los elementos más electronegativos. Los valores de estas propiedades físicas para el
fluoruro de hidrógeno, agua y amoníaco, son anormalmente altos comparados con los
de otros elementos de sus grupos respectivos, debido a la asociación molecular creada
por los enlaces de hidrógeno.
El valor anormalmente grande de la constante dieléctrica del agua, responsable de
su notable capacidad para disolver las sustancias iónicas, se debe a su facultad de fo r-
mar enlaces de hidrógeno. Dos moléculas dipolares separadas tienen un poder para
neutralizar un campo eléctrico aplicado, mucho menor que el del complejo formado por
las dos moléculas, con el momento dipolar duplicado. Las únicas sustancias con cons-
tantes dieléctricas superiores a 40 y con gran poder para disolver electrolitos, son el
agua, el fluoruro de hidrógeno líquido, el peróxido de hidrógeno, y el cianuro de hidró-
geno líquido. Todas ellas se polimerizan por formación de enlaces de hidrógeno.
La solvatación de muchos aniones se
debe asimismo a enlaces de hidrógeno. Al-
gunos aniones oxigenados, en efecto, pare-
cen estar hidratados, tanto en disolución co-
mo en las redes cristalinas. Este agua de hi-
dratación del anión parece que queda reteni-
da por enlaces O-H-O. Así, en el sulfato de
cobre pentahidratado, cuya estructura se re-
presenta en la fig.4, el átomo de cobre está
rodeado por cuatro moléculas de agua y dos
iones sulfato. La quinta molécula de agua
está unida mediante enlaces de hidrógeno a
dos sulfatos y dos moléculas más de agua. FIG. 4
El enlace de hidrógeno es especialmente importante en muchos
compuestos orgánicos, como alcoholes, ácidos, cetonas, etc. y en las
macromoléculas biológicas, muchas de cuyas funciones vitales están
regidas por él. Por otra parte, estos enlaces pueden ser no sólo inter-
moleculares sino intramoleculares, como en el o-hidroxibenzaldehído
(aldehído salicílico). Los isómeros meta y para de este compuesto no
poseen estructuras que permitan la formación de enlaces de puente de
hidrógeno dentro de la molécula, pero sí pueden formar enlaces de hidrógeno intermo-
leculares por lo que serán menos volátiles que el isómero orto.
5.2. Teorías sobre el enlace de hidrógeno.
5.2.1. La aproximación electrostática.
El enlace de hidrógeno fue reconocido como tal por primera vez por Latimer y
Rodebush en 1920. Al principio se pensaba que en la especie química A−HΛB, la unión
HΛB, que es el enlace que estamos considerando, era puramente electrostática. El hi-
drógeno utiliza su electrón en el enlace covalente A−H y, por lo tanto, la densidad elec-
trónica entre el protón y B será pequeña. No es casualidad que sólo el hidrógeno sea
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capaz de formar este enlace, ya que su pequeño radio hace que la densidad de carga
positiva sea elevada, creándose un poderoso campo electrostático capaz de dar interac-
ciones culombianas grandes con el par de electrones no enlazantes de B, especialmente
si tenemos en cuenta que, por el carácter electronegativo de B, éste normalmente posee-
rá una carga negativa de tipo dipolar.
5.2.2. La componente covalentes.
Es cierto que la interacción electrostática representa una contribución importante
al enlace de hidrógeno. Por otra parte, este valor coincide bastante bien con el valor
experimental, por lo que no es de extrañar que al principio no se consideraran otras po-
sibles contribuciones al enlace. Sin embargo, no es la única.
Coulson y Danielsson han tratado de determinar la contribución covalente al enla-
ce de hidrógeno por el método de enlace-valencia, considerando estructuras tales como:
A−H−B Covalente pura.
A−H+ΛB Iónicasin transferencia de carga.
A+H−ΛB Iónica sin transferencia de carga.
A−H−B+ Covalente H−B con transferencia de carga.
Los cálculos son necesariamente aproximados e implican un considerable número
de suposiciones, pero de ellos se deduce que la contribución covalente puede ser apre-
ciable, especialmente en los llamados enlaces de hidrógeno "cortos" (unos 2'5 Å), pu-
diendo llegar a ser del mismo orden de magnitud que la contribución electrostática.
5.2.3. Fuerzas de repulsión y dispersión.
Finalmente, como en todas las interacciones interatómicas, existen fuerzas de dis-
persión, que en este caso tienen una contribución apreciable dada la gran polarizabilidad
electrónica. Lo mismo ocurre con las fuerzas de repulsión, que son francamente gran-
des, debido al solapamiento de las nubes de carga, que se produce como consecuencia
de que la separación entre los núcleos es menor de la que existiría si no hubiera enlace
de hidrógeno.
5.3. Estructura del agua.
Las moléculas de agua aisladas únicamente existen en estado gaseoso. En estado
líquido y en estado sólido existen agrupaciones moleculares, debido fundamentalmente
a que el agua es una sustancia especialmente adecuada para la formación de enlaces de
hidrógeno, porque cada una de sus moléculas tiene dos átomos de hidrógeno unidos a
un elemento muy electronegativo, el oxígeno, y dos pares de electrones no compartidos
en este último elemento y, por consiguiente, puede formar cuatro enlaces de hidrógeno.
La molécula discreta de agua es triatómica angular, con ángulos de unos 105°. La
explicación a esta estructura obliga a suponer para el oxígeno una hibridación sp3. La
disposición tetraédrica de los cuatro orbitales híbridos sp3 con ángulos de 109°28’ se
vería deformada por la distinta repulsión electrostática entre orbitales con electrones no
enlazantes y los dos orbitales con los electrones enlazantes con los dos átomos de hi-
drógeno.
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Debido a la mayor electronegatividad del oxígeno, los electrones de los orbitales
enlazantes se encuentran más tiempo en las proximidades del núcleo de oxígeno que de
los núcleos de hidrógeno, lo que produce una separación de cargas y la aparición del
correspondiente momento dipolar de enlace y puesto que la molécula de agua es angu-
lar, estos momentos dipolares de enlace se suman vectorialmente para dar un momento
dipolar total molecular.
Cuatro moléculas de agua pueden ser unidas, pues, por una sola de ellas mediante
la formación de puentes de hidrógeno en las cuatro direcciones de los vértices del te-
traedro. Los puentes son siempre formados entre los electrones no enlazantes, que ac-
túan como aceptores, y los átomos de hidrógeno.
La presencia simultánea en cada molécula de dos aceptores y dos donadores para
la formación de puentes de hidrógeno es la causa de las singulares propiedades físicas
del agua en comparación con otros compuestos de pequeño tamaño, puesto que sólo las
moléculas de agua son capaces de asociarse entre sí para formar una red tridimensional,
estabilizada mediante dichos puentes. Los alcoholes y los dipolos isoeléctricos con el
agua, HF y NH3 sólo son capaces de construir estructuras lineales y bidimensionales.
La ordenación de las moléculas de agua en el hielo y en el agua líquida no es la
misma. Además del sólido ordinario (hielo I), formado por la congelación del agua lí-
quida, pueden obtenerse otras formas sólidas a presiones elevadas (hielo II, III, etc.).
En el hielo I hay un gran número de moléculas de agua formando cuatro enlaces
de hidrógeno y otras, forman asociaciones en que una molécula sólo queda unida a las
demás por dos o tres enlaces de este tipo y sólo a temperaturas muy bajas (-183°C) cada
molécula llega a formar por completo los cuatro enlaces de hidrógeno que es capaz de
presentar.
La estructura del hielo I se torna inestable bajo presión y se originan diversas es-
tructuras más densas como el hielo II y el hielo III y en las fases más densas, cada mo-
lécula de agua establece enlaces de hidrógeno con cuatro de las moléculas próximas,
que se hallan en los vértices de un tetraedro, pero éste se encuentra considerablemente
deformado por curvatura de los enlaces de hidrógeno, lo que requiere una energía adi-
cional aportada por la presión.
La estructura del agua líquida puede ser imaginada como si el entorno de cada
molécula estuviese modificándose desde el del hielo I (cuatro enlaces de hidrógeno no
curvos dirigidos tetraédricamente) hasta el que corresponde a los hielos II y III (cuatro
enlaces de hidrógenos curvos, existiendo otras moléculas próximas no enlazadas por
hidrógeno a la molécula en cuestión), y pasando también ocasionalmente a estructuras
con sólo tres enlaces de hidrógeno. La densidad del agua líquida es, en efecto, interme-
dia entre la del hielo I y la del hielo II y III.
5.4. Importancia de la estructura del agua.
1. Constante dieléctrica elevada. La polarización del enlace O−H se transmite a
través de los puentes de hidrógeno y se extiende a lo largo de varios enlaces. El mo-
mento dipolar de cualquiera de los complejos que se forman por unión de varias molé-
culas de agua, es entonces mayor que el de cada molécula individual. La constante di-
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eléctrica del agua es, en consecuencia muy alta, y sobrepasa el valor que correspondería
al momento dipolar de una molécula.
2. La densidad del agua aumenta anormalmente al elevar la temperatura de 0ºC a
4ºC. El número de coordinación y la distancia entre las moléculas de agua se ven incre-
mentadas en la transición hielo-agua y en ulteriores calentamientos.
Núm.coordinación Distancia (Å) H−OΛH
Hielo (0ºC) 4 2’75
Agua (1’5ºC) 4’4 2’9
Agua (83ºC) 4’9 3’05
Ambos efectos se comportan de forma contraria con la densidad:
-Un incremento del número de coordinación, es decir, el aumento del número de
moléculas de agua que circundan a cada una de ellas, eleva la densidad.
-Un incremento de la distancia disminuye la densidad.
Con la elevación de la temperatura desde 0°C a 4°C, predomina el efecto resul-
tante del incremento del número de coordinación. El agua tiene en consecuencia la poco
común propiedad de que a 0°C, su densidad en estado líquido (ρ=0'9998 g/cm3) es ma-
yor que en estado sólido (hielo I, ρ=0'9168 g/cm3).
3. Baja viscosidad. Puede suponerse que, en estado líquido, las moléculas de agua
construyen polígonos unidos por puentes de hidrógeno, los cuales, en un equilibrio di-
námico, se forman y destruyen a gran velocidad. Esta fluctuación explica la baja visco-
sidad del agua, que no sería comprensible con la existencia de puentes de hidrógeno
rígidos.
4. Puntos de fusión y ebullición anormalmente elevados. Debido a que el agua y el
hielo están altamente estructurados, necesitan una mayor cantidad de energía, en com-
paración con otras sustancias en que esto no es así, o lo es en menor proporción, para
que su estructura sea destruida.
5. Calor específico elevado. Como los racimos de H2O unidos mediante enlace de
hidrógeno se rompen lentamente al suministrar calor, el agua tiene un calor específico
mayor que cualquier otro líquido ordinario, excepción hecha del amoniaco.
5.5. Importancia para la vida.
Los anormalmente elevados calores de fusión, ebullición y calor específico hacen
que el agua se comporte como un gran termostato que mantiene la temperatura del pla-
neta dentro de unos límites moderados. El hielo, al fundirse, absorbe más calor por uni-
dad de incremento de temperatura que casi cualquier otra sustancia. Correspondiente-
mente, el agua, cuando congela, desprende más calor que otras sustancias.
Las regiones costeras nunca sufren los calores y fríos extremos que son típicos de
las regiones continentales, como las grandes llanuras americanas o las estepas de Asia
central y Siberia. Es improbable que la vida se hayadesarrollado y evolucionado a ni-
veles avanzados en los planetas cuyas temperaturas extremas no estén tan suavizadas
por un líquido de calor específico elevado como el agua.
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La peculiaridad de la mayor densidad del agua líquida que la que posee en estado
sólido posibilita la vida en el agua, incluso en los climas extremos. En las zonas polares
el hielo que se forma en contacto con la fría atmósfera flota y actúa de capa aislante
impidiendo la solidificación de toda la masa de agua.
BIBLIOGRAFÍA RECOMENDADA
Joseph A.BABOR y José IBARZ AZNAREZ. Química General Moderna. Edito-
rial Marín. 1968. BARCELONA.
Soledad ESTEBAN SANTOS y Raquel NAVARRO DELGADO. Química Gene-
ral. Tomo 1. U.N.E.D. 1983. MADRID.
Kenneth W.WHITTEN y Kenneth D.GAILEY. Química General. Nueva Editorial
Interamericana, S.A. 1986. MEJICO.
Bodie E.DOUGLAS y Darl H.MCDANIEL. Conceptos y Modelos de Química
Inorgánica. Editorial Reverté. BARCELONA.
James E.HUHEEY. Química Inorgánica. Harla,S.A. MEJICO.
Hans Rudolf CHRISTEN. Química. Editorial Reverté. BARCELONA.
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Tratamiento Didáctico
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OBJETIVOS
Explicar las fuerzas intermoleculares como fuerzas responsables de las estructuras de
las sustancias químicas que nos explican los diferentes estados de agregación de la ma-
teria, tomando el agua como ejemplo.
Interpretar las estructuras moleculares desde el punto de vista energético y explicar
así su mayor o menor estabilidad y su estructura geométrica.
Hacer un estudio a fondo del agua, como sustancia más importante de la naturaleza,
desde el punto de vista energético, molecular y estructural, destacar su comportamiento
anómalo, su explicación y sus consecuencias.
UBICACION
El presente tema, desarrollado según se especifica en el guión, tiene un nivel unive r-
sitario a desarrollar en 1° curso de facultad.
Se ubicará en la Química de 2° de Bachillerato en el núcleo temático de "El enlace
químico según la Química moderna" a un nivel elemental de introducción de las fuerzas
intermoleculares.
TEMPORALIZACION
El tema puede exponerse durante un período de 4 horas de clase, para su desarrollo
teórico.
METODOLOGIA
El tema debe explicarse de manera teórica, tomando como apoyo su base experi-
mental, pues las fuerzas intermoleculares constituyen hipótesis coincidentes con los
experimentos de laboratorio.
Exponer las hipótesis de las fuerzas intermoleculares con la precaución que requieren
los resultados empíricos. Los resultados son mejorables con teorías futuras más profun-
das.
CONTENIDOS MINIMOS
Concepto de fuerza intermolecular. Sus clases: corto/largo alcance.
Interpretación de las fuerzas intermoleculares.
Concepto de dipolo, dipolo inducido, dipolo instantáneo, ion.
Fuerzas intermoleculares entre ellos.
Enlace de puente de hidrógeno. Geometría. Interpretación.
El agua: sólida, líquida y gas. Estructuras.
MATERIALES Y RECURSOS DIDACTICOS
Sistema periódico mural.
Modelos reales de orbitales moleculares.
Transparencias para retroproyector de los aspectos gráficos del tema: configuracio-
nes de dipolos, atracciones y repulsiones, estructuras moleculares, estructura del agua.
EVALUACION
Se evaluará el tema sobre la base de los conocimientos sobre: energía potencial in-
termolecular, atracciones entre dipolos, atracciones entre iones, estructuras del agua.
Prueba escrita de opción múltiple, con preguntas de varias respuestas, relativas a las
cuestiones anteriores, y destinadas a utilizar el razonamiento.