Fuerzas Intermoleculares 1

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FUERZAS INTERMOLECULARESFUERZAS INTERMOLECULARES
Fuerzas: intramoleculares vs. intermoleculares
Fuerzas intramoleculares: 
• Mantienen unidos a los átomos dentro de una molécula. 
• Son el origen de los enlaces químicos.
• Determinan las propiedades químicas de un compuesto.
Fuerzas intermoleculares: 
• Se dan entre moléculas y no involucran la formación de 
enlaces químicos. 
• Las fuerzas atractivas son de origen electrostático. 
• Determinan las propiedades físicas de un compuesto.
2
Fuerzas: intramoleculares vs. intermoleculares
Enlace covalente
(fuerte)
Interacción intermolecular
(débil)
HCl (g) → H (g) + Cl (g) ΔH = 431 kJ/ mol (relac. con F. intramolec.)
HCl (l) → HCl (g) ΔH = 16 kJ/ mol (relac. con F. intermolec.)
⇒ F. intramoleculares >> F. intermoleculares
Energía de atracción (VA)
Energía de repulsión (VR)
Radio de 
van der Waals
Energía de
interacción
total (V)
Distancia entre centros de partículas (r)
En
er
gí
a 
de
 In
te
ra
cc
ió
n 
Distancia de mínima energía (r0)
Distancia de mayor aproximación (ra)
3
Estado de agregación y F. intermoleculares
sólidolíquidogas
El estado de agregación de una sustancia depende del 
balance entre la energía cinética (Ec) y la energía 
potencial de interacción entre moléculas (V) (relacionada 
con las fuerzas intermoleculares)
GAS: energía cinética >> energía pot. intermolecular 
LÍQUIDO: energía cinética ≈ energía pot. intermolecular
SÓLIDO: energía cinética << energía pot. intermolecular 
enfriar o
comprimir
calentar o
reducir la
presión
enfriar
calentar
Factores que influyen en las fuerzas intermoleculares:
- Distribución de densidades electrónicas
- Electronegatividad de los elementos cuyos átomos forman las moléculas
- Momento dipolar
- Forma de la molécula
- Tamaño de la molécula
Algunas propiedades que están afectadas por 
las fuerzas intermoleculares
• Punto de fusión y ΔHfus
• Punto de ebullición y ΔHvap
• Presión de vapor
• Solubilidad
• Densidad
• Viscosidad
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Las moléculas interaccionan entre sí a través de fuerzas de 
origen electrostático y mecanocuántico
A
d
B
FBAFAB
FAB = -FBA = F
Interacciones intermoleculares: se aproximan 
suponiendo interacción entre 2 cuerpos y promediando 
sobre todas las orientaciones posibles
V es la suma de las energías de interacción Vij(rij) entre los 
pares de moléculas i y j.
∑ ∑
= >
≈
N
1i ij ijij
rvV )(
Se considera que una molécula es un dipolo con una 
determinada polarizabilidad
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Fuerzas intermoleculares atractivas
• Fuerzas ión- dipolo: intervienen especies cargadas
- ión- dipolo permanente
- ión- dipolo inducido 
• Fuerzas entre moléculas covalentes:
- dipolo- dipolo
- dipolo- dipolo inducido
- de dispersión, o fuerzas de London
- puentes de hidrógeno 
Cuanto más intensas sean las fuerzas intermoleculares 
mayor energía se necesita para vencerlas.
Entonces el P. Ebullic. y el P. Fusión del compuesto serán mayores…
-Se dan entre cationes o aniones
y moléculas polares (dipolos; μ ≠ 0)
- No ocurren en sustancias puras, sino que son adecuadas 
para explicar procesos como la solubilidad de sólidos 
iónicos en solventes polares
- La energía potencial de interacción es de la forma:
Interacciones ión- dipolo
δ-
δ+
μ
q+ q-
μ = q × d
2di r
q
)r(V
μ
−∝−
Ej: hidratación 
de iones Na+
y Cl-
6
-Se dan entre cationes o aniones y moléculas no polares 
(μ = 0)
- En general son más débiles que las fuerzas ión-dipolo 
permanente. Por eso los iones son muy solubles en 
solventes polares y poco solubles en solventes no polares.
- La energía potencial de interacción es de la forma:
Interacciones ión- dipolo inducido
+
-
+-
+ -
+
-
Ej: K+ y SF6
4idi r
q
)r(V
α
−∝−
Interacciones dipolo- dipolo
- Se dan entre moléculas polares
- Dependen de la orientación relativa de las moléculas
Si las rotaciones de las moléculas están impedidas, la 
energía potencial de interacción es de la forma:
(para hallar la fuerza se hace la derivada del potencial en fc de la dist r)
3
21
c,dd r
)r(V μμ−∝
−
sólido líquido
μ: momento dipolar
r: dist. entre moléculas 
7
Si las rotaciones de las moléculas son libres (en gases o 
líquidos):
Interacciones dipolo- dipolo
6
2
2
2
1
dd r
)r(V μμ−∝
−
μ: momento dipolar
r: dist. entre moléculas 
La energía potencial de interacción es de la forma:
Interacciones dipolo- dipolo
Influyen en la solubilidad y en los puntos de fusión y 
ebullición
Ej: ¿Cuál de estos dos compuestos tendrá mayor PE?
Este tiene mayor punto de ebullición debido a que la 
molécula tiene mayor μ y por lo tanto las interacciones 
son mayores ¿Y el 1,1 – dicloroeteno?
8
> polaridad > fuerzas de atracción > punto de ebullición
Interacciones dipolo- dipolo
PMR μ (D) PE (K)
- Se da entre moléculas polares y no polares.
- Las moléculas polares (μ ≠ 0) pueden inducir momentos 
dipolares en moléculas no polares. 
- +
Interacciones dipolo- dipolo inducido
-+
- +
-+
+-
+ -
La polarizabilidad (α) de una molécula indica la facilidad 
con que la nube electrónica de ésta puede deformarse 
debido a la presencia de otra molécula. 
Depende del PMR y de la forma de la molécula.
9
Estas interacciones son las que permiten que compuestos 
no polares como el O2 o el CO2 puedan disolverse en agua
Interacciones dipolo- dipolo inducido
μ: momento dipolar
α: polarizabilidad
r: dist. entre moléculas 
La energía potencial de interacción es de la forma:
6
2
2
1
did r
)r(V αμ−∝
−
O2
H2O
Interacción
atractiva
Interacciones de dispersión (London)
Se dan entre moléculas no polares.
En las moléculas no polares en promedio la distribución de 
la nube electrónica es homogénea, pero debido a que los 
electrones están en continuo movimiento en un momento se 
produce una distribución asimétrica de cargas y se produce 
un dipolo instantáneo.
Los dipolos instantáneos inducen dipolos en moléculas 
vecinas (llamados dipolos inducidos).
Esto da lugar a las fuerzas de dispersión, 
también llamadas fuerzas de London. 
atracción
dipolo instantáneo dipolos inducidos
F. London
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Estas interacciones están presentes en todas las 
sustancias, pero en general son predominantes en los 
casos en que μ = 0.
La existencia de estas interacciones explica por qué los 
gases nobles pueden existir en estado líquido, o por qué es 
posible licuar al N2 y el O2.
Interacciones de dispersión (London)
α: polarizabilidad
r: dist. entre moléculas 
La energía potencial de interacción es de la forma:
6
21
disp r
)r(V αα−∝
> PM > fuerzas de atracción > puntos de fusión y de ebullición
Interacciones de dispersión (London)
11
CH4 C2H6 C6H14
PMR creciente
Interacc. de dispersión crecientes
Interacciones de dispersión (London)
Los hidrocarburos presentan estas interacciones:
⇒ Puntos de ebullición y fusión crecientes!
C5H12 C15H32
C18H38
Interacciones de dispersión (London)
Puntos de ebullición y de fusión: aumentan con el PM
Te
m
pe
ra
tu
ra
 d
e 
eb
ul
lic
ió
n 
(º
C
)
Nº de electrones (∝ PMR)
12
n-pentano
PE = 36,1 °C dimetilpropano
PE = 9,5 °C
La forma alargada del n- pentano favorece la interacción y el 
desarrollo de dipolos inducidos.
Las interacciones de dispersión son mayores en el n- pentano
C5H12
Interacciones de dispersión (London)
Dependen de la forma de las moléculas no polares
La energía potencial atractiva para dos moléculas neutras 
es la suma de tres términos:
Interacciones de van der Waals
Energía neta de atracción = V d-d + V d-di + Vdisp
Cada uno de estos términos es proporcional a 1/ r6.
La fuerza atractiva que surge de estos tres efectos es 
proporcional a 1/ r7 y se llama fuerza de van der Waals.
J. van der Waals
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Importancia relativa de las interacciones 
de van der Waals en diferentes sustancias
Puentes de hidrógeno
Se forman entre un átomo de H que forma un enlace 
covalente polar con un átomo muy electronegativo (F, O, 
N) y un par de electrones libres de un átomo muy 
electronegativo cercano (F, O, N)
F — H F — H
δ+δ+δ- δ-
- Son más débiles que un enlace químico
- Son más fuertes que las interacciones dipolo-dipolo y de 
dispersión
- Tienen una dependencia complicada con la distancia (la 
dist de los puentes de H es de aprox 200 pm)
- A veces se incluyen con las fuerzas de van der Waals.
F
H
14
Puentes de hidrógeno en el agua
Puente de H
Cada molécula de H2O 
puede estar rodeada 
como máximo por 4 
moléculas de H2O 
vecinas (formando así 4 
puentes de H) 
La anomalía en los PE de H2O, NH3 y HF se debe a que 
éstos forman puentes de H…
Puntos de ebullición
En general, los PE de hidruros de no metales de un mismo 
grupo aumentan con el PM. Pero: hay algunas excepciones. 
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¿Por qué flota el hielo en agua líquida?
Rta: porque la densidad del hielo es menor que la del H2O 
líquida
Pero… ¿Por qué el H2O presenta este comportamiento 
anómalo?
Debido a los puentes de H
Puentes de hidrógeno en el agua
HIELOAGUA LÍQUIDA
En el hielo hay más 
espacio vacío entre 
moléculas, por eso 
tiene menor densidad 
que el H2O (l)
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Puentes de H entre 
moléculas de ácido 
acético
Puentes de hidrógeno en otras especies
Puentes de H 
entre moléculas 
de etanol
Puente de H entre una 
molécula de H2O y 
una de metanol
Estructura del ADN
Posee una estructura 
de doble hélice
Hay interacciones de tipo 
de puente de H
entre las bases 
nitrogenadas del ADN!
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Estructura de las proteínas
Los puentes de hidrógeno juegan un rol fundamental:
Estructura de hoja β
Estructura de hélice α
Si una sustancia presenta interacciones de tipo de puente 
de hidrógeno, también puede presentar interacciones de tipo 
dipolo- dipolo (si es polar) y presentará interacciones de 
dispersión (London) 
No son excluyentes entre sí.
Si tiene interacciones tipo dipolo- dipolo, presentará también 
interacciones de dispersión (London) 
Las fuerzas de dispersión (o de London) están actuando 
siempre entre las moléculas
⇒
Interacciones intermoleculares
En moléculas con μ ≠ 0, pueden ser más intensas que las 
dipolo- dipolo si el PM es medio o alto, o si la forma de las 
moléculas favorece la interacción
18
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• Ión- dipolo (1/r2) ∗
(400- 600 kJ / mol)
• Puente de H (distancia fija ~200 pm)
(10- 40 kJ / mol)
• Dipolo- dipolo (1/r3 ó 1/r6) ∗
(5- 25 kJ / mol)
• Ión- dipolo inducido (1/r4) ∗
(3- 15 kJ / mol)
• Dipolo- dipolo inducido (1/r6) ∗
(2- 10 kJ / mol)
• Dipolo inducido- dipolo inducido (1/r6) ∗
(0,05 – 40 kJ / mol) 
A
um
en
ta
la
 in
te
ra
cc
ió
n
∗
Funciones
inversas
de la 
distancia
a varias
potencias
Resumen de las interacciones
¿La molécula está
formada por iones?
Sí No
¿Hay enlaces N-H,
O-H o F-H?
Sí
Ión-dipolo
Puentes
de H
No
¿La molécula 
es polar?
Sí
Dipolo-dipolo
No
Dispersión
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Ejercicio integrador: 
¿Qué sustancia de cada par es la de mayor punto de 
ebullición? Indique todas las interacciones intermoleculares 
que presenta cada una de las moléculas.
a) ICl - Br2 b) XeF4 - XeF2
f) H2O - HF
(μ(H2O) > μ(HF))
d) CO2 - NO2
c) HCl - HBr
e) O2 - O3
Energía de atracción (VA)
Energía de repulsión (VR)
Radio de 
van der Waals
Energía de
interacción
total (V)
Distancia entre centros de partículas (r)
En
er
gí
a 
de
 In
te
ra
cc
ió
n 
Distancia de mínima energía (r0)
Distancia de mayor aproximación (ra)
21
Interacciones repulsivas
nrep r
AV ≈
Potencial de esferas rígidas
Potenciales intermoleculares
0 para r ≥ d
V = 
∞ para r ≤ d
Son de muy corto alcance
⎥
⎦
⎤
⎢
⎣
⎡
⎟
⎠
⎞
⎜
⎝
⎛σ−⎟
⎠
⎞
⎜
⎝
⎛σε=
612
rr
4V
Potenciales intermoleculares
V = Vatr + Vrep
6n r
B
r
AV −=
Potencial de Lennard- Jones
22
GASES REALESGASES REALES
N2: desviaciones de la idealidad
23
Factor de compresibilidad (Z)
Gas ideal:
n
VV RTVP ==
RT
VP)T,P(Z ≡
Z = 1
A una P y T dadas:
idV
VZ =
idP
PZ =A un V y T dados:
Para un gas real: nRT)T,P(ZPV =
24
Z ≠ 1 ⇒ desviación de la idealidad
Modelo más “sofisticado” para describir el gas real: ecuación de estado del virial
...
V
)T(D
V
)T(C
V
)T(B1
RT
VP
32 ++++=
¿Por qué el gas real se comporta en forma 
diferente al gas ideal?
• Fuerzas intermoleculares
• Volumen finito de las moléculas
Pared del recipiente
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Energía de atracción (VA)
Energía de repulsión (VR)
Radio de 
van der Waals
Energía de
interacción
total (V)
Distancia entre centros de partículas (r)
E
ne
rg
ía
 d
e 
In
te
ra
cc
ió
n 
Distancia de mínima energía (r0)
Distancia de mayor aproximación (ra)
Temperatura de Boyle
Es la temperatura a la cual las fuerzas atractivas y repulsivas 
se balancean exactamente para P→ 0
(más correctamente, temperatura para la que el 2do coeficiente del virial (B) se 
hace cero)
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Z > 1: predominan las repulsiones
Z < 1: predominan las atracciones
H2: hay desviaciones para 
altas presiones (interacc. 
repulsivas)
En otros casos (p. ej. para 
el NH3) hay desviaciones a 
presiones más bajas 
(interacc. atractivas)
Ecuación de estado más sencilla para el gas real
Ecuación de van der Waals
( ) ( ) RTbV
V
aP nRTnbV
V
anP 22
2
=−+=−+ )(;)(
Pid Vid (vol disponible
a las moléc.)
van der Waals
Tiene 2 constantes:
a: relacionada con las fuerzas intermoleculares
b: relacionada con el tamaño de las moléculas de gas
a y b son propias de cada gas
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Para bajas presiones:
RTV)
V
aP( 2 =+
RTV
a1
RT
VP −=
( ) RTbV)
V
aP( 2 =−+
2VRT
ab
RTV
a
RT
Pb1
RT
VP +−+=
Para altas presiones:
( ) RTbVP =−
RT
Pb1
RT
VP +=
Para altas temperaturas:
RTVP =
1
RT
VP =
2VRT
ab
RTV
a
RT
Pb1
RT
VP +−+=
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Constantes de van der Waals para varios gases 
Compuesto a (L2-atm/mol2) b (L/mol)
He 0.03412 0.02370 
Ne 0.2107 0.01709
H2 0.2444 0.02661 
Ar 1.345 0.03219
O2 1.360 0.03803
N2 1.390 0.03913
CO 1.485 0.03985 
CH4 2.253 0.04278 
CO2 3.592 0.04267
NH3 4.170 0.03707 
1 mol de CO2 a 273 K 
V (L) Gas ideal Gas de van der
Waals
P(atm) P(atm)⎟
⎠
⎞
⎜
⎝
⎛
Kmol
latm
RT
PV
⎟
⎠
⎞
⎜
⎝
⎛
Kmol
latm
RT
PV
a = 3.592(L2-atm/mol2)
b = 0.04267 (L/mol)
V (L) Gas ideal Gas de van der
Waals
P(atm) P(atm)
22,4 1 1 0,995 0,996
0,2 112 1 52,6 0,470
0,05 448 1 1620 3,618
29
X
H2O
Isotermas de AndrewsIsotermas de Andrews
A B C D E F
Punto crítico 
(variables críticas:Tc, Vc, Pc)
Temperatura crítica (Tc):
temperatura máxima a la 
que se puede licuar un 
gas
30
( ) RTbV)
V
aP( 2 =−+
31
En el punto crítico:
32
T V
a2
)bV(
RT
V
P +
−
−=⎟
⎠
⎞
⎜
⎝
⎛
∂
∂
0
V
P
T
=⎟
⎠
⎞
⎜
⎝
⎛
∂
∂ 0
V
P
T
2
2
=⎟
⎠
⎞
⎜
⎝
⎛
∂
∂
43
T
2
2
V
a6
)bV(
RT2
V
P −
−
−=⎟
⎠
⎞
⎜
⎝
⎛
∂
∂
0
V
a2
)bV(
RT
3
c
2
c
=+
−
− 0
V
a6
)bV(
RT2
4
c
3
b
=−
−
−
Rb27
a8T ;
b27
aP ;b3V c2cc ===
y
Ecuación de van der Waals y estado crítico
( ) RTbV)
V
aP( 2 =−+
Se pueden hallar 
experim. los 
valores de a y b