Unidad 1-Teoria 4-2020- Polaridad y Fuerzas intermoleculares (1)

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Polaridad de enlace y 
moléculas
Momentos dipolares de enlace
• Las polaridades de enlace pueden variar de covalentes no 
polares a covalentes polares o a totalmente iónicos. 
• La polaridad de un enlace individual se mide como su
momento dipolar de enlace, ¡x, definido como
µ= δ x d
• donde δ es la cantidad de carga en cualquier extremo del
dipolo y d es la distancia entre las cargas.
• Los momentos dipolares se expresan en unidades de debye
(D), donde 1 debye = 3,34 .10 -30 culombios metros
• Los momentos dipolares se miden experimentalmente y
pueden utilizarse para calcular longitudes de enlace y
separaciones de carga.
Momentos dipolares moleculares
• Un momento dipolar molecular es el momento dipolar de
la molécula considerada como un todo.
• Es un buen indicador de la polaridad total de la molécula.
• Los momentos dipolares moleculares pueden medirse
directamente.
• El valor del momento dipolar molecular es igual a la suma
vectorial de los momentos dipolares de enlace
individuales.
Polaridad Molecular
• Para predecir si una molécula es polar o no, necesitamos
considerar si la molécula tiene o no enlaces polares y las
posiciones relativas de estos enlaces.
• Una molécula que tiene enlaces polares puede ser polar o
no polar.
• Podemos correlacionar los tipos de geometría molecular
con el momento dipolar aplicando una regla general a
una molécula de tipo ABn (A es el átomo central, B es el
átomo terminal y n es el número de átomos terminales).
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Molécula no polar
• En moléculas biatómicas (ej: H2), la diferencia de
electronegatividad es cero, comparten electrones por igual,
por lo cual no se desplaza la nube electrónica hacia ninguno de
los dos átomos.
• Si la diferencia de electronegatividad es distinta de cero,
debemos considerar la geometría de la molécula. Las
contribuciones de dos o más enlaces polares podrían
cancelarse mutuamente, y en este caso se trataría de una
molécula no polar.
Una molécula formada por dos tipos de átomos es
no polar si satisface todas las condiciones siguientes:
• Todos los átomos (o grupos) terminales son iguales.
• Todos los átomos (o grupos) terminales están dispuestos simétricamente
alrededor del átomo central, A, en la disposición geométrica que se da en la
figura, y los átomos (o grupos) terminales tienen las mismas cargas parciales.
• Esto quiere decir que aquellas moléculas cuya geometría molecular es la de
la figura, no pueden ser polares si sus átomos (o grupos) terminales son
iguales.
Molécula polar
• En una molécula polar hay un desplazamiento de electrones
hacia el elemento de mayor electronegatividad, generando una
mayor densidad electrónica hacia un extremo de la molécula, lo
que confiere a ese extremo una carga parcial negativa, δ-, y deja
el otro extremo con una carga parcial positiva de igual valor, δ+ .
Ejemplos:
• Consideremos los momentos dipolares de CF4 (μ = 0) y CF3H (μ =
1.60).
• Ambos tienen la misma forma molecular con sus átomos dispuestos
tetraédricamente alrededor de un átomo de carbono central.
• Todos los átomos de flúor terminales son iguales en el CF4
• Los átomos terminales del CF3H no son todos iguales; el F es más
electronegativo que el H, lo que hace que el dipolo del enlace C–F
tenga una carga negativa parcial más grande que el de C–H.
• Por consiguiente, el CF4 es una molécula no polar y el CF3H es polar.
Ejemplos:
• El dióxido de carbono CO2 es una molécula triatómica lineal.
• Cada enlace C=O es polar porque el oxígeno es más
electronegativo que el carbono.
• Los dos átomos de oxígeno están dispuestos simétricamente a
cada lado del C. Por tanto, sus dipolos de enlace se cancelan y
producen un momento dipolar molecular igual a cero.
• Aunque cada enlace C=O es polar, el CO2 es una molécula no
polar.
Ejemplos:
• El agua H2O es una molécula triatómica angular.
• Ambos enlaces O–H son polares, y los átomos de H tienen la
misma δ+.
• Los dipolos de enlace no están dispuestos simétricamente; no
apuntan directamente el uno al otro o en la dirección opuesta,
sino que se suman para dar un momento dipolar distinto de cero.
• El agua es una molécula polar.
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Molécula Geometría Momento dipolar (μ)
H2 Lineal 0
HF Lineal 1.78
HCl Lineal 1.07
HBr Lineal 0.79
HI Lineal 0.38
H2O Angular 1.85
H2S Angular 0.95
CO2 Lineal 0
NH3 Piramidal 1.47
NF3 Piramidal 0.23
CH4 Tetraédrica 0
CH3Cl Tetraéd distors. 1.92
CH2Cl2 Tetraéd distors. 1.60
CHCl3 Tetraéd distors. 1.04
CCl4 Tetraédrica 0
FUERZAS 
INTERMOLECULARES
FUERZAS INTERMOLECULARES
• Son las fuerzas que mantienen unidas las moléculas entre si.
• La adherencia entre moléculas es siempre el resultado de la
atracción entre cargas parciales opuestas.
• Las fuerzas de atracción entre las moléculas son más débiles
que las fuerzas de atracción entre los átomos en los enlaces
químicos.
• Estas interacciones explican el punto de fusión, el punto de
ebullición y otras propiedades de la materia.
Hay tres tipos principales de fuerzas de atracción entre
las moléculas neutras que ocasionan que las moléculas
se asocien en sólidos y líquidos:
• Fuerzas dipolo-dipolo de moléculas polares.
• Fuerzas de dispersión de London que afectan a todas
las moléculas.
• Los “enlaces por puente de hidrógeno” que vinculan
las moléculas que tienen grupos —OH o — NH.
Fuerzas de 
Van der 
Waals
• Otra clase de fuerza de atracción, la fuerza ion-dipolo, tiene
importancia en las soluciones de las sustancias iónicas en líquidos
polares. Existe una fuerza ion-dipolo, entre un ion y una carga
parcial en el extremo de una molécula polar
Los iones positivos son atraídos al extremo negativo de
un dipolo, en tanto los iones negativos son atraídos al
extremo positivo
Fuerzas dipolo-dipolo
• La mayoría de las moléculas tienen momentos dipolares
permanentes como resultado de sus enlaces polares.
• Cada momento dipolar molecular tiene un extremo positivo y
uno negativo.
• Las fuerzas dipolo-dipolo son fuerzas intermoleculares que
resultan de la atracción de extremos positivos y negativos de los
momentos dipolares de moléculas polares
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Fuerzas de Dispersión de London
• Se presenta entre moléculas polares y también en no polares
(únicas fuerzas presentes en las moléculas no polares tales como
SO3, CO2, O2, N2, I2, H2 y especies monoatómicas como los gases
nobles).
• La fuerza de dispersión de London surge de momentos dipolares
temporales que son inducidos en una molécula por otras moléculas
cercanas
• Los electrones no siempre se distribuyen de manera uniforme.
• Un pequeño momento dipolar temporal es inducido cuando una
molécula se aproxima a otra molécula en la que los electrones
están ligeramente desplazados de un arreglo simétrico.
• Los electrones de la molécula que se aproxima son desplazados
ligeramente, de tal manera que se genera una interacción dipolo-
dipolo de atracción.
A MAYOR CANTIDAD
DE ELECTRONES EN LA 
MOLÉCULA
MAYOR 
POLARIZABILIDAD 
DE LA MOLÉCULA
MAYOR
FUERZA DE 
LONDON
•La intensidad de la fuerza depende de la cantidad de e- de la 
molécula.
• Cuando examinamos los puntos de ebullición de varios grupos
de moléculas no polares, se hace evidente el efecto del número
de electrones.
• Este efecto también se correlaciona con la masa molar: cuanto
más masa molar tenga un átomo o molécula más electrones
tiene.
• Resulta interesante que la forma molecular también puede
desempeñar un papel en la formación de las Fuerzas de
London.
Gases nobles Halógenos Hidrocarburos
NºElec P.A P.E.ºC NºElec P.M P.E.ºC NºElec P.M P.E.ºC
He 2 4 -269 F2 18 38 -188 CH4 10 16 -161
Ne 10 20 -246 Cl2 34 71 -34 C2H6 18 30 -88
Ar 18 40 -186 Br2 70 160 59 C3H8 26 44 -42
Kr 36 84 -152 I2 106 254 184 C4H10 34 58 0
Tabla: Efecto del número de electrones sobre el punto de ebullición de
sustancias no polares
• Ejemplos:
• Dos de los isómeros del pentano, el pentano de cadena lineal y el 2,2-
dimetilpropano (ambos con la fórmula molecular C5H12), difieren en su
punto de ebullición en 27 ºC.
• La forma linealde la molécula de n-pentano, por su linealidad,
permite un contacto estrecho con las moléculas adyacentes, mientras
que la molécula de 2,2-dimetilpropano, más esférica no permite ese
contacto.
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• En un líquido las moléculas están muy cercanas entre sí y se
atraen por sus fuerzas intermoleculares. Las moléculas deben
tener suficiente energía para vencer esas fuerzas de atracción, y
hacer que el líquido pueda entrar en ebullición.
• Ejemplo: Si se requiere más energía para vencer las atracciones
de las moléculas del líquido A que aquéllas entre las moléculas del
líquido B, el punto de ebullición de A es más alto que el de B.
Recíprocamente, menores atracciones intermoleculares dan pie a
puntos de ebullición más bajos.
Puente de Hidrógeno
• Son un tipo especial de atracción dipolo-dipolo particularmente
fuerte.
• Un átomo de hidrógeno puede participar en un enlace por puente de
hidrógeno si está enlazado al oxígeno, nitrógeno o flúor.
• Los compuestos orgánicos no tienen enlaces H— F por lo que
únicamente consideraremos enlaces por puente de hidrógeno a los
enlaces N— H y O—H.
• La unión se establece entre los pares de e- libres y el átomo de H.
• Son fuerzas intermoleculares muy intensas y permanentes.
• Los puentes de hidrógeno son especialmente fuertes entre las
moléculas de agua y son la causa de muchas de las singulares
propiedades de esta sustancia.
• Los compuestos de hidrógeno de elementos vecinos al oxígeno y
de los miembros de su familia en la tabla periódica, son gases a
la temperatura ambiente: CH4, NH3, H2S, H2Te, PH3, HCl. En
cambio, el H2O es líquida a la temperatura ambiente, lo que
indica un alto grado de atracción intermolecular.
En la figura se puede ver que el punto de ebullición del agua, del HF y
del amoniaco es más alto de lo que se podría predecir si no hubiera
puentes de hidrógeno.
 ADN: los puentes de hidrógeno juegan también un papel
fundamental en la estructura del ADN, la molécula que almacena
la herencia genética de todos los seres vivos.
 Se establecen enlaces Puente Hidrogeno entre las bases que se
enfrentan : Adenina y Timina (dos puentes hidrogeno) y Guanina
y Citosina (tres puentes hidrogeno)
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Relación entre los puntos de fusión y de ebullición y 
las fuerzas intermoleculares
Para que se produzcan
estos cambios de estado
deben debilitarse las
fuerzas que mantienen
unidas las moléculas 
Cuando la fuerza
intermolecular es mayor, es
mayor el punto de fusión y
de ebullición de la
sustancia.
RESUMIENDO
• La intensidad de las fuerzas depende de la polaridad de la molécula
(mayor carga, mayor fuerza) y de la polarizabilidad de su nube
electrónica (mayor cantidad de e-, mayor fuerza).
• Las fuerzas de London están presentes en todas las moléculas.
• Las fuerzas dipolo-dipolo se suman a las de London.
• Las fuerzas puente de H son mas fuertes que las dipolo-dipolo y se
suman a las de London.
• NINGUNA de estas fuerzas es más intensa que los enlaces iónicos o
covalentes.
Sustan
cia 
Tipo de
sustancia
Interacción 
predomi-
nante
Punto de 
fusión
(ºC)
Punto de 
ebullición
(ºC)
NaCl Iónica Iónica 801 1465
H2S Covalente 
polar
Dipolo-
dipolo
- 83 - 62
H2O Covalente 
polar
Puente de 
Hidrógeno
0 100
CH4 Covalente 
no polar
London 
(10 e-)
- 182,5 - 161,6
CCl4 Covalente 
no polar
London 
(74 e-)
-23 77
Ne Atómica London 
(10 e-)
- 249 -246