Las fuerzas intermoleculares son interacciones atractivas —y, dependiendo de la orientación y distancia, también repulsivas— que se producen entre partículas como moléculas, átomos e iones. Estas interacciones desempeñan un papel fundamental en las propiedades físicas de las sustancias, como los puntos de fusión y ebullición, la viscosidad, la tensión superficial y el comportamiento de las sustancias en los estados líquido y sólido.
En general, las fuerzas intermoleculares son considerablemente más débiles que los enlaces covalentes que mantienen unidos los átomos dentro de una molécula. Sin embargo, su efecto colectivo puede ser muy importante y determinar si una sustancia se encuentra como gas, líquido o sólido bajo determinadas condiciones.
Entre las principales interacciones intermoleculares se encuentran las fuerzas de dispersión de London, las interacciones dipolo-dipolo y los puentes de hidrógeno. También existen interacciones entre iones y moléculas polares o no polares, como las interacciones ion-dipolo e ion-dipolo inducido.
Tipos de fuerzas intermoleculares
Las principales interacciones que se estudian en química general son:
- Fuerzas de dispersión de London: se originan por dipolos instantáneos que pueden inducir dipolos en partículas vecinas. Están presentes en todas las moléculas y átomos.
- Interacciones dipolo-dipolo: se producen entre moléculas que poseen dipolos permanentes.
- Puentes de hidrógeno: son interacciones particularmente fuertes y direccionales que se producen cuando un hidrógeno unido a un átomo electronegativo interactúa con un átomo electronegativo que posee un par de electrones disponible.
- Interacciones dipolo-dipolo inducido: un dipolo permanente puede distorsionar la distribución electrónica de una especie no polar e inducir un dipolo.
- Interacciones ion-dipolo e ion-dipolo inducido: intervienen cuando un ion interactúa, respectivamente, con una molécula polar o con una molécula no polar cuya distribución electrónica ha sido inducida.
En la terminología de IUPAC, las fuerzas de Van der Waals comprenden las interacciones entre entidades moleculares que no se deben a la formación de enlaces y, en particular, incluyen las interacciones dipolo-dipolo, dipolo-dipolo inducido y dispersión de London. El término también puede utilizarse de manera más amplia en algunos textos para referirse a las atracciones intermoleculares en general.
1. Puentes de hidrógeno
Los puentes de hidrógeno son interacciones particularmente fuertes y direccionales que pueden establecerse cuando un átomo de hidrógeno está unido covalentemente a un átomo electronegativo y ese hidrógeno interactúa con otro átomo electronegativo que posee densidad electrónica disponible.
En química general, los casos más importantes son aquellos en los que el hidrógeno está unido a flúor, oxígeno o nitrógeno, como en los grupos $H-F$, $O-H$ y $N-H$. El hidrógeno parcialmente positivo puede interactuar con un átomo electronegativo de otra molécula que posee un par de electrones no compartido.
De manera esquemática:
donde $X-H$ representa el grupo donador de hidrógeno y $Y$ el átomo que actúa como aceptor.
Características de los puentes de hidrógeno
- Donador de hidrógeno: normalmente contiene un enlace $H-F$, $H-O$ o $H-N$ en los ejemplos de química general.
- Aceptor de hidrógeno: posee un átomo electronegativo con densidad electrónica disponible, normalmente un par de electrones no compartido.
- Direccionalidad: la interacción tiene una orientación preferente, por lo que la geometría de las moléculas influye considerablemente en su intensidad.
- Fuerza relativa: es generalmente más fuerte que muchas interacciones dipolo-dipolo ordinarias y que las fuerzas de dispersión entre moléculas pequeñas, aunque sigue siendo mucho más débil que un enlace covalente típico.
Ejemplos de puentes de hidrógeno
Agua
Las moléculas de agua pueden formar múltiples puentes de hidrógeno entre sí. Cada molécula de $H_2O$ puede actuar como donadora y aceptora de puentes de hidrógeno, formando una red dinámica de interacciones.
Esta red contribuye a propiedades características del agua, como su elevado punto de ebullición para una molécula de su tamaño y su comportamiento particular en la fase sólida.
ADN
En el ADN, los puentes de hidrógeno participan en el apareamiento específico de las bases nitrogenadas: adenina con timina y guanina con citosina. Estas interacciones contribuyen a mantener asociadas las dos cadenas de la doble hélice.
Sin embargo, los puentes de hidrógeno no son el único factor que determina la estabilidad de la estructura del ADN; también intervienen otras interacciones, como las relacionadas con el apilamiento de las bases.
Importancia de los puentes de hidrógeno
Los puentes de hidrógeno pueden influir considerablemente en propiedades físicas y estructuras biológicas.
- Punto de ebullición: el agua presenta un punto de ebullición mucho mayor que el sulfuro de hidrógeno, $H_2S$, en gran medida debido a la capacidad del agua para formar una extensa red de puentes de hidrógeno.
- Solubilidad: los grupos capaces de formar puentes de hidrógeno pueden favorecer la interacción de una sustancia con el agua. Por ejemplo, el grupo $-OH$ del etanol permite que sus moléculas establezcan puentes de hidrógeno con las moléculas de agua.
- Biomoléculas: los puentes de hidrógeno participan en la estructura y reconocimiento molecular de proteínas, ácidos nucleicos y otras moléculas biológicas.
Debe tenerse presente que la presencia de puentes de hidrógeno no determina por sí sola los puntos de fusión, ebullición o solubilidad. Estas propiedades dependen del conjunto de interacciones presentes y de la estructura de las sustancias.
2. Fuerzas de Van der Waals
Las fuerzas de Van der Waals comprenden, en la definición de IUPAC, tres tipos principales de interacciones entre entidades moleculares:
- fuerzas de dispersión de London;
- interacciones dipolo-dipolo;
- interacciones dipolo-dipolo inducido.
Estas interacciones tienen origen electrostático y están relacionadas con la distribución de carga de las partículas.
a. Fuerzas de dispersión de London
Las fuerzas de dispersión de London son atracciones originadas por fluctuaciones instantáneas en la distribución de los electrones.
Incluso una molécula no polar, cuyo promedio temporal de distribución electrónica es simétrico, puede presentar durante un instante una distribución asimétrica de electrones. Esto produce un dipolo instantáneo, que puede inducir un dipolo en una partícula vecina. La interacción entre estos dipolos genera una atracción conocida como fuerza de dispersión de London.
Estas fuerzas están presentes en todas las moléculas y átomos, tanto polares como no polares. Sin embargo, adquieren especial importancia en sustancias no polares, donde no existen dipolos permanentes significativos.
La intensidad de las fuerzas de dispersión generalmente aumenta con la polarizabilidad de la especie. Las partículas más grandes, con mayor número de electrones y nubes electrónicas más fácilmente deformables, suelen presentar fuerzas de dispersión más intensas. La forma molecular también puede influir.
Ejemplos: $Ar$, $O_2$, $N_2$, $CH_4$ y otras especies presentan fuerzas de dispersión de London.
Estas fuerzas contribuyen, por ejemplo, a que sustancias constituidas por partículas no polares puedan condensarse en líquidos o sólidos cuando la temperatura y la presión son adecuadas.
b. Interacciones dipolo-dipolo
Las interacciones dipolo-dipolo se producen entre moléculas polares que poseen dipolos permanentes.
El extremo parcialmente positivo de una molécula puede atraer al extremo parcialmente negativo de otra. La orientación de las moléculas influye en la interacción: determinadas orientaciones son atractivas, mientras que otras pueden ser repulsivas. En un conjunto de moléculas, las orientaciones energéticamente favorables contribuyen a la atracción global.
Ejemplo: las moléculas de cloruro de hidrógeno, $HCl$, presentan interacciones dipolo-dipolo debido a la polaridad de sus moléculas.
Las moléculas de $HCl$ también presentan fuerzas de dispersión de London. Por tanto, una molécula no experimenta necesariamente un único tipo de fuerza intermolecular: varias interacciones pueden actuar simultáneamente.
c. Interacciones dipolo-dipolo inducido
Una molécula polar puede provocar una redistribución de la densidad electrónica de una molécula no polar cercana. Como consecuencia, se genera un dipolo inducido en esta última y aparece una interacción atractiva entre ambas.
Por ejemplo, una molécula polar puede inducir un dipolo temporal en una molécula no polar. La intensidad de esta interacción depende, entre otros factores, de la polarizabilidad de la especie que recibe la perturbación.
Es importante distinguir esta interacción de la que ocurre cuando un ion induce un dipolo en una molécula no polar. En ese caso se habla de una interacción ion-dipolo inducido.
3. Interacciones ion-dipolo
Las interacciones ion-dipolo se producen entre un ion y una molécula polar.
Son especialmente importantes cuando compuestos iónicos se disuelven en solventes polares como el agua. Por ejemplo, los iones $Na^+$ y $Cl^-$ interactúan con las moléculas de agua mediante fuerzas ion-dipolo.
Estas interacciones desempeñan un papel fundamental en la solvatación de los iones y ayudan a explicar por qué muchos compuestos iónicos pueden disolverse en agua.
Comparación de las principales fuerzas intermoleculares
| Interacción | Partículas involucradas | Ejemplo | Característica principal |
|---|---|---|---|
| Dispersión de London | Todas las moléculas y átomos | $O_2$, $N_2$, $CH_4$, $Ar$ | Surge de dipolos instantáneos e inducidos |
| Dipolo-dipolo | Moléculas polares | $HCl$ | Atracción entre dipolos permanentes |
| Dipolo-dipolo inducido | Molécula polar + molécula no polar | Molécula polar + $O_2$ | Un dipolo permanente induce un dipolo |
| Ion-dipolo | Ion + molécula polar | $Na^+$ + $H_2O$ | Atracción entre una carga completa y un dipolo |
| Ion-dipolo inducido | Ion + molécula no polar | Ion + $O_2$ | El ion induce un dipolo |
| Puente de hidrógeno | Donador $X-H$ + aceptor | $H_2O\cdots H_2O$ | Interacción fuerte y direccional |
No es apropiado establecer un orden universal de intensidad entre todas estas interacciones. Su magnitud depende de factores como la distancia, las cargas involucradas, la polarizabilidad, la geometría y el tamaño de las partículas. Los puentes de hidrógeno suelen ser particularmente importantes entre moléculas pequeñas, pero una interacción de dispersión puede llegar a ser considerable en moléculas grandes y muy polarizables.
Aplicaciones de las fuerzas intermoleculares
1. Tensión superficial del agua
Las moléculas de agua se mantienen fuertemente atraídas entre sí debido, entre otras razones, a su capacidad para formar puentes de hidrógeno. Esta cohesión contribuye a la elevada tensión superficial del agua.
Por ello, ciertos organismos pequeños pueden aprovechar la tensión superficial para permanecer sobre la superficie del agua.
2. Solubilidad
La solubilidad depende de un equilibrio entre las interacciones presentes en el soluto, las del solvente y las nuevas interacciones que se forman entre ambos.
Por esta razón, la expresión “lo semejante disuelve a lo semejante” puede utilizarse como una regla cualitativa útil, pero no es una ley universal.
Las sustancias polares suelen interactuar favorablemente con solventes polares, mientras que muchas sustancias no polares presentan mayor afinidad por solventes no polares. Sin embargo, la solubilidad real depende de la naturaleza y magnitud de todas las interacciones involucradas.
3. Puntos de ebullición de compuestos orgánicos
Las fuerzas intermoleculares ayudan a explicar diferencias en los puntos de ebullición.
Por ejemplo, el propano, el dimetil éter y el etanol poseen masas molares relativamente similares, pero presentan diferentes tipos de interacciones intermoleculares. El propano es no polar y presenta principalmente fuerzas de dispersión; el dimetil éter es polar y presenta además interacciones dipolo-dipolo; el etanol puede formar puentes de hidrógeno gracias a su grupo $-OH$. En consecuencia, sus puntos de ebullición son muy diferentes.
4. Estructura de proteínas y ADN
Los puentes de hidrógeno participan en la estabilización de determinadas estructuras de proteínas y en el apareamiento de bases del ADN. Sin embargo, en las biomoléculas también intervienen otras interacciones no covalentes, por lo que su estructura no puede atribuirse exclusivamente a los puentes de hidrógeno.
Conclusión
Las fuerzas intermoleculares son fundamentales para comprender el comportamiento de líquidos y sólidos y muchas de sus propiedades físicas. Aunque suelen ser más débiles que los enlaces covalentes que mantienen unidos los átomos dentro de una molécula, su efecto colectivo puede determinar propiedades como los puntos de fusión y ebullición, la viscosidad, la tensión superficial y la solubilidad.
Entre estas interacciones se encuentran las fuerzas de dispersión de London, las interacciones dipolo-dipolo, las interacciones dipolo-dipolo inducido, las interacciones ion-dipolo y los puentes de hidrógeno. Las fuerzas de Van der Waals, según la terminología de IUPAC, comprenden específicamente las interacciones dipolo-dipolo, dipolo-dipolo inducido y dispersión de London.
Comprender estas interacciones permite relacionar la estructura microscópica de las sustancias con sus propiedades macroscópicas y proporciona una base esencial para estudiar posteriormente la solubilidad, los estados de agregación, la química orgánica y la estructura de las biomoléculas.