ENLACE QUIMICO

 1 .Qué entiendes por enlace químico?

Un enlace químico es la fuerza que existe entre dos o más átomos, esta fuerza es justamente lo que mantiene unidos a ambos átomos para formar las moléculas, pero es importante saber que, para enlazarse entre sí, los átomos deben ceder, aceptar o compartir electrones

Atomos uniendose = enlace quimico

• DIAGRAMAS DE LEWIS: El desarrollo del modelo planetario del átomo de Borh es la base sobre la que se asienta la teoría electrónica del enlace químico. los electrones de un átomo se distribuyen en distintos niveles de energía, de forma que los niveles mas profundos son los mas estables y se puede considerar que los atomos estan constituidos por dos partes. 

1. una formada por el núcleo y los electrones internos, originando un todo inseparable llamado "core atómico" ( corazon cargado positivamente) .
2. otra con los electrones de la ultima capa electronica mas externa, que es la responsable del comportamniento quimico. los electrones de la capa externa se llaman electrones de valencia.

En un enlace químico la interaccion entre los atomos se realiza mediante los electrones de valencia, quedando inalterado el core atómico, para visualizar la situación se utilizan diagramas de lewis, en los que el core atómico se representa por el símbolo del elemento químico y los electrones de valencia con puntos rodeando al símbolo químico del elemento. 

algunos ejemplos para unos elementos  químicos serian los siguientes: 

2 .Identifique y defina las propiedades que debe tener todo enlace químico para su formación?

A continuación se comentaran las propiedades de los enlaces químicos :

•  Orden de enlace: 

En el modelo de lewis-Gillespie, se define el orden de enlace como el numero de pares electrónicos involucrados en un enlace determinado. De esta forma, a un enlace simple le corresponde un orden de enlace igual a 1; un enlace doble tiene un orden de enlace igual a 2; y el correspondiente a un triple igual a 3.  por ejemplo, en enlace F-F, de la molécula F2, es de orden 1; el enlace O=O de la molécula O2, es de orden 2,  y el enlace de la molécula N2, es de orden 3. 

En una molecula poliatomica, cada uno de los enlaces entre los atomos de la misma               tiene su correspondiente orden de enlace. en la molecula de etileno C2H4, el enlace             C=C, es de orden 2, mientras que los 4  enlaces C-H, son de orden 1.

los problemas para asignar el orden de enlace, surgen cuando son necesarias varias estructuras de lewis resonantes para representar adecuadamente una molecula, el ion perclorato,ClO₄^−.

^{requiere las cuatro estructuras de lewis resonantes para explicar sus propiedades. en cada uno de ellas, uno de los cuatro enlaces Cl-O, es de orden 1, pero las tres restantes son de orden 2. La resonancia entre todas estas estructuras hace a todos los enlaces equivalentes y les otorga propiedades intermedias entre las de un enlace simple y uno doble. En esta molécula, la asignacion inequívoca, del orden de enlace presisa del conocimiento exacto, del grado de participacion, de cada una de las estructuras resonantes, en la estructura óptima del ion perclorato.} 

^{este caso es particularmente simple, ya que las 4 estructuras son equivalentes por simetría( pueden tranformarse entre si, mediante giros de 90 grados. en consecuencia los 4 particpan por igual en la estructura optima y el orden de enlace Cl-O, puede definirse de la siguiente manera.} 

^{orden del enlace= 1+2+2+2 / 4= 1,75}

 ^{En conclusión, el orden de enlace entre dos átomos se define como la semidiferencia entre el número de electrones enlazantes y el número de electrones antienlazantes. El orden de enlace es también un índice de la fuerza de enlace y es usado extensivamente en la teoría del enlace de valencia. para dar los orden de enlace, es preciso conocer exactamente los coeficientes de la combiancion lineal en cada caso.}

• longitud de enlace: 

la distancia entre los núcleos de dos atomos enlazados por medio de un enlace covalente es una magnitud relativamente facil, de medir experiementalemnte, por medio de la difraccion o por medio de técnicas espectroscópicas. En las moléculas diatomicas homonucleares, tales como H2,F2, Cl2, O2 y N2, se puede definir el radio covalente del H,F,Cl,O,N, como la mitad de la correspondiente distancia del enlace; adviertase que el radio atomico de los elementos electronegativos, y que forman moleculas diatomicas homonucleares, coincide con el ahora radio covalente. 

En una primera aproximacion, los radios covalentes así determinados, son aditivos, es decir permiten predecir, con una presicion razonable, las distancias de enlace, de otras moléculas en las que participen esos atomos. Las distancias de enlace entre dos atomos determinados de una molécula dependen, en gran manera de la naturaleza y presencia de otros atomos en la misma; en rigor los radios covalentes, así calculados no son estrictamente aditivos. 

en la interpretación de lewis, un enlace covalente se genera por la comparticion de un par de electrones, lo que a su vez supone un solopamiento de los orbitales atómicos que alojan a los correspondientes electrones generados del enlace. La distancia del enlace depende en gran manera de solapamiento, de los orbitales, cuanto mayor sea el solapamiento, menor sera la distancia del enlace y viceversa. 

La longitud de enlace se relaciona inversamente con el orden de enlace, y crece con los radios de los átomos que se enlazan. Cuanto mayor es el orden de enlace entre dos átomos determinados, menores serán las longitudes de enlaces que ellos forman, cuanto mas pares electrónicos se dispongan entre los núcleos que se enlazan mayores serán las atracciones"núcleo-electrón" y menores serán las repulsiones "núcleo-núcleo" con lo que las distancias serán mas cortas. En cuanto al otro factor, la longitud del enlace es aproximadamente igual a la suma de los radios covalentes de los átomos participantes en ese enlace. Si los átomos que se unen tienen radios grandes, la distancia de enlace también lo será. La longitud de enlace también se relaciona inversamente con la fuerza de enlace y con la energía de disociación de enlace, dado que un enlace más fuerte también es un enlace más corto.

• energías de enlace: 

Cuando se forma un enlace químico se desprende energía. Por el contrario, si deseamos romper el enlace formado, debemos aportar externamente esa misma cantidad de energía. Así, se define la energía de enlace como la energía liberada cuando se forma un mol de enlaces a partir de los átomos en estado gaseoso y fundamental. A estas energías de enlace se las llama también entalpías de enlace.

Cabe destacar que cuanto mayor es la energía desprendida en la formación de un enlace más energía se requiere para romperlo y, por tanto, más estable es. 

 La disociación de la molécula de H2, en sus atomos contituyentes:

H2(g)----> 2H(g)

exige la aportación exterior de una cierta cantidad de energía, la energía requerida para la disociación de la molécula de hidrógeno, es de 104 kcal/ mol. la kcal/mol es una unidad energética muy utilizada en las medidas termoquimicas: se refiere a la energia consumida por un mol de moleculas, expresadas en kcal/mol. para tranformar en kj/mol la energías expresadas en kcal/mol basta por multiplicar sobre el factor 4,18( 1kcal= 4,18 kj).

En toda reaccion quimica se produce una absorción o desprendimiento de calor, por parte del sistema reaccionante. los químicos se refieren a la cantidad de calor involucrada en un proceso como la variacion de entalpia ΔH , de la reaccion.

la cantidad de calor que entra en juego en una reaccion quimica( o variacion de entalpia), depende de varios factores: El estado fisico( solido, liquido o gas), en que se encuentren los reactivos al incio de la reaccion, asi como el estado fisico de los productos al final de la misma, son muy importantes. por otra parte las condiciones de presion y temperatura en las que se realizan las reacciones son tambien decisivas.  para resolver la ambieguedad que representaria no conocer las condicones exactas en las que trasncurre una reaccion quimica cualquiera, se define el denominado estado estandar para cada sustancia o especie quimica. el estado estandar de una sustacia.  El estado estandar de una sustancia en su fase estable, a 1 atmosfera de presion. 

El calor que se absorbe o desprende en una reacción, cuando todos los reactivos, y productos se encuentran en su estado estándar, se denomina variacion de entalpia estándar ΔH. El proceso de disociacion, de la molécula de H2, consume energia externa, ( 104kcal/mol), por definicion se dice que el proceso es endotermico y su variacion de entalpia( ΔH = 104 kcal/mol) se considera positiva. 

• fuerza de enlace: 

La fuerza de enlace es la fuerza que une a dos átomos que están enlazados. También se puede definir la fuerza de enlace como el grado en que el átomo que se encuentra unido al átomo central contribuye a la valencia de éste.

La fuerza de enlace es directamente proporcional al orden de enlace e inversamente proporcional a la longitud de éste. Además, a mayor fuerza de enlace, mayor será la energía del mismo, y mayor la energía necesaria para disociar dicho enlace. Estos últimos dos parámetros, energía de enlace y energía de disociación de enlace son los que se utilizan para medir la fuerza del mismo. 

La fuerza de enlace suele definirse en términos de cantidad de energía, que se necesita para romper dicho enlace en una molécula dada. para encindir, un enlace fuerte se requiere mas energía que en el caso de uno débil.; a menudo es útil comparar las distintas fuerzas de enlace por comparacion de las energías de disociación de enlace o bien las energias medidas de enlace para su diversas moléculas. 

Otro parámetro que podemos tomar en cuenta para cuantificar la fuerza de un enlace es el solapamiento de orbitales atómicos. Cuanto mayor sea el traslape, habrá mayor cantidad de electrones situados entre los núcleos,  y el enlace tendrá mayor fuerza. Este cálculo se llama integral de traslape.

otras propiedades que cabe destacar muchisimo para la formacion de enlaces son las siguientes propiedades: 

Energía de Ionización

: se define como la cantidad mínima de energía que hay que suministrar a un átomo neutro gaseoso y en estado fundamental para arrancarle el e- enlazado con menor fuerza, es decir, mide la fuerza con la que está unido el e- al átomo.

Es una energía muy elevada para los gases nobles y es necesaria una mayor cantidad de energía.

Las energías de ionización pequeña indican que los e- se arrancan con facilidad.

A medida que aumenta n el e- está más lejos del núcleo, la atracción es menor y por lo tanto, la energía de ionización es menor.

En el mismo periodo aumenta la carga nuclear y la energía de ionización tiene valores más grandes.

La afinidad electrónica

La afinidad electrónica es la cantidad de energía absorbida por un átomo aislado en fase gaseosa para formar un ión con una carga eléctrica de -1. Si la energía no es absorbida, sino liberada en el proceso, la afinidad electrónica tendrá, en consecuencia, valor negativo tal y como sucede para la mayoría de los elementos químicos; en la medida en que la tendencia a adquirir electrones adicionales sea mayor, tanto más negativa será la afinidad electrónica. De este modo, el flúor es el elemento que con mayor facilidad adquiere un electrón adicional, mientras que el mercurio es el que menos.

Aunque la afinidad electrónica parece variar de forma caótica y desordenada a lo largo de la tabla periódica, se pueden apreciar patrones. Los no metales tienen afinidades electrónicas más bajas que los metales, exceptuando los gases nobles que presentan valores positivos por su estabilidad química, ya que la afinidad electrónica está influida por la regla del octeto.

Los elementos del grupo 1, tienden a ganar un electrón y formar aniones -1, completando el subnivel s, mientras que los elementos del grupo 2, que ya lo tienen completo, no presentan esa tendencia. Análogamente sucede en el bloque p, donde las afinidades electrónicas se van haciendo más negativas a medida que nos acercamos a los gases nobles.

Electroneatividad :

   La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos.

 Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia así. Sus valores, basados  en datos termoquímicos, han sido determinados en una escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor máximo es 4 que es el valor asignado al flúor, el elemento más electronegativo. El elemento menos  electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0,7.

La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su potencial de ionización y su electroafinidad.

 Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y un potencial de ionización elevado, atraerá electrones de otros átomos y además se resistirá a dejar ir sus electrones ante atracciones externas; será muy electronegativo

Las electronegatividades de los elementos representativos aumentan de izquierda a derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo.

Las variaciones de electronegatividades de los elementos de transición no son tan regulares. En general, las energías de ionización y las electronegatividades son inferiores para los elementos de la zona inferior izquierda de la tabla periódica que para los de la zona superior derecha.

El concepto de la electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de enlace que originarán dos átomos en su unión:

el enlace entre átomos de la misma clase y de la misma electronegatividad es apolar.

Cuanto mayores sean las diferencias de electronegatividad entre dos átomos tanto mayor será la densidad electrónica del orbital molecular en las proximidades del átomo más electronegativo. Se origina un enlace polar.

3 .Qué diferencia existe entre número de oxidación y valencia?

La valencia son los electrones que ese átomo pone en juego en un enlace. Son los electrones que se ganan, pierden o comparten. La valencia a diferencia del número de oxidación, no tiene signo.

El número o estado de oxidación tiene signo porque considera a las uniones como iónicas por lo tanto es positivo si el átomo pierde electrones o los comparte con un átomo que tenga tendencia a ganarlos ( más electronegativo). Es negativo si el átomo gana electrones. La tendencia a ganar o perder depende de cuantos electrones tengan en el último nivel por cuanto los átomos reaccionan para alcanzar la configuración de un gas noble por ser ésta más estable.

Los metales por lo tanto tienen números de oxidación positivos porque tienden a ceder electrones.

Los no metales por el contrario tienen números de oxidación negativo porque en una unión iónica tienden a ganar electrones.

Ejemplos

Fe2O3

Valencia hierro: 3

Valencia oxígeno:2

Número oxidación hierro: +3 porque pierde 3 electrones

Número oxidación oxígeno: -2 porque cada oxígeno gana 2 electrones.

4.Tipos de enlaces químicos :

Enlace iónico: Un enlace iónico se puede definir como la fuerza que une a dos átomos a través de una cesión electrónica. Una cesión electrónica se da cuando un elemento electropositivo se une con un elemento electronegativo. Mientras mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los elementos, más fuerte sera el enlace iónico. Se empieza a considerarque dos átomos están unidos a través de un enlace iónico cuando sudiferencia de electronegatividad es superior a 1.7. Un ejemplo de un compuesto unido a través de enlace iónico se muestra en la Imágen 27, mientras que en la Imágen 28 se ve algunas maneras de escribir compuestos unidos mediante este tipo de enlace

Vista 3D de la Molécula de NaCl (sal de mesa).

Enlace Covalente: El enlace covalente es la fuerza que une dos átomos mediante la compartición de un electrón por átomo. Dentro de este tipo de enlace podemos encontrar dos tipos: el enlace covalente polar y el enlace covalente apolar. El primer sub-tipo corresponde a todos aquellos compuestos en donde la diferencia de electronegatividad de los átomos que lo componen va desde 0 hasta 1.7 (sin considerar el 0). Los compuestos que son polares se caracterizan por ser asimétricos, tener un momento dipolar (el momento dipolar es un factor que indica hacia donde se concentra la mayor densidad electrónica) distinto a 0, son soiubles en agua y otros solventes polares, entre otras características. Dos ejemplos se ven en la Imágen 29 (a) y en la Imágen 29 (b), respectivamente. Por su parte, los compuestos que se forman por medio de enlaces covalentes apolares, no presentan momento dipolar, la diferencia de electronegativodad es igual a 0, son simétricos, son solubles en solventes apolares (como el hexano), entre otras cosas. La diferencia de electronegatividad cero se da cuando dos átomos iguales se unen entre sí, como por ejemplo la molécula de Nitrógeno o la molécula de Cloro (ver Imágen 30 (a) e Imágen 30 (b) respectivamente).

Imágen 29: Densidades electrónicas en los siguientes compuestos polares: a) formaldehído (o metanal); b) 1,2-difluoretano. El color blanco indica una escacez de electrones, de ahi vienen respectivamente el color violeta, azul, verde y rojo (el cual indica mayor densidad electrónica).

(a)

B 

Imágen 30: Densidades electrónicas en a) la molécula de Nitrógeno; b) la molécula de Cloro. El color blanco denota una escacez electrónica mientras que lo más violeta indica una zona más rica en electrones.

(a)

B

Enlace Covalente Coordinado o Dativo: Si bien se clasifica también como enlace covalente, algunos químicos difieren de llamarlo así debido a que, como se dijo anteriormente, en un enlace covalente, los dos átomos que forman dicho enlace aportan un electrón cada uno, es por eso que se le coloca por separado. Este tipo de enlace se caracteriza porque el par electrónico del enlace es entregado por un sólo átomo, el cual debe poseer a lo menos un par de electrones libres sin enlazar (Como el Oxígeno, Nitrógeno o Cloro, por ejemplo). Otra característica importante es que el átomo que acepta el par electrónico debe estar carente de electrones (como el ión hidrógeno [más conocido como protón], el Aluminio, entre otros). Este tipo de enlace es muy importante para el capítulo de ácidos-bases (que se verá a continuación) debido a que una teoría ácido-base indica que un ácido es aquella sustancia química que es capaz de aceptar un par electrónico y una base una sustancia capaz de compartirlos. También los enlaces dativos sirven para poder comprender de mejor manera la disolución de sustancias (tema que se verá más adelante). En la Imágen 32 (a) y en la Imágen 32 (b) se pueden ver dos ejemplos de sustancias con un enlace dativo.

Imágen 32: Sustancias que contienen un enlace dativo (encerrado en el círculo naranja): a) ión hidronio; b) ión tetracloruro de Aluminio.

A

B

el enlace covalente se puede clasificar, en tres tipos: 

1. enlace covalente polar
2. enlace covalente apolar
3. enlace covalente coordinado o dativo

ENLACE COVALENTE POLAR: 

se forma cuando se unen covalentemente, dos atomos de elementos quimicos, de diferente electronegatividad, lo cual produce que el par de electrones del enlace covalente, no esten igualmente repartidos, entre los dos atomos que se enlazan.

la distribucion asimetrica del par de electrones en el enlace covalente polar, hace que exista un polo negativo en el extremo mas electronegativo, y un polo positivo en el extremo mas electropositivo del enlace. esto origina un dipolo electrico, con una carga parcialmente negativa, representada por δ-  en un extremo del enlace, y una carga parcialmete positiva, representada por  δ+  en el otro extremo del enlace, la intensidad del dipolo electrico se mide atraves de la magnitud fisica llamada momento dipolar. 

ejemplo: Cuando un átomo de H se una a un átomo de Cl, se produce un enlace covalente polar simple: 

 

En el cloruro de hidrógeno se comparten un electrón del átomo de H y un electrón del átomo de Cl, lo cual da al H y al Cl la configuración estable de gas noble. Sin embargo, puesto que la electronegatividad del Cl (3.0) es mayor que la electronegatividad del H (2.2), el átomo de Cl atrae con mayor fuerza el par de electrones compartidos que el átomo de H. Esta atracción desigual produce un dipolo en la molécula. Existe un dipolo cuando hay una separación cargas. Para mostrar que hay un dipolo, se escribe la letra griega delta, ­, seguida por los signos más (+) o menos (-) para indicar cuál átomo es más positivo y cuál es más negativo.

distribucion asimetrica de la nube electronica 

 Otro ejemplo es el yoduro de hidrogeno: cumple que la diferencia de electronegatividades es diferente de cero: ∆EN ≠ 0

COVALENTE APOLAR: 

en el enlace covalente apolar, la distribucion del par de electrones del enlace e simetrica, lo que quiere decir que coincide, el centro de densidad, de carga electrica positva, con el de negativa.  ademas Si los dos átomos tienen la misma electronegatividad y por tanto la distribución de carga electrónica entre los núcleos es totalmente simétrica. estas moleculas 
poseen igual electronegatividad, por lo que las fuerzas con las que los átomos que conforman la molécula atraen los electrones del enlace son iguales. 

Un ejemplo claro es la molécula de Cloro, el cloro en estado natural se presenta como una molécula formada por 2 átomos de cloro, dichos átomos de cloro se encuentran unidos mediante un enlace covalente producido por la compartición de 2 electrones.

enlace apolar

de un modo interactivo esto es lo que ocurre: 

Durante este proceso 2 átomos se han unido para formar una molécula, obviando la teoria de los orbitales moleculares enlazantes / antienlazantes y con objeto de explicarlo de una manera sencilla, podemos decir que 2 orbitales atómicos (Cl + Cl) se unen para formar un nuevo orbital molecular (Cl2).

Los orbitales se definen como las regiones de los átomos o moléculas donde se encuentran los electrones.

 en los enlaces covalentes apolares se hace una distribucion simetrica de la nube electronica:  

distribucion simetrica 

Las moléculas apolares están formadas por átomos de no metal unidos por enlaces covalentes, siempre que no exista entre ellos una diferencia de electronegatividad importante. En la práctica,las moléculas apolares pueden ser:
 

• Moléculas covalentes formadas por átomos iguales. Ejemplos: hidrógeno (H₂); oxígeno (O₂); nitrógeno (N₂); azufre (S₈).
• Moléculas covalentes formadas por átomos de parecida electronegatividad. Por ejemplo, moléculas formadas por carbono (C) e hidrógeno (H): metano (CH₄); butano (C₄H₁₀); ciclohexano (C₆H₁₂).

• Moléculas formadas por átomos de diferente electronegatividad pero con una estructura simétrica tal que se anula la polaridad: dióxido de carbono (CO₂); tetracloruro de carbono (CCl₄); disulfuro de carbono (CS₂) o dimetiléter (H₃C-O-CH₃). 

 otro ejemplo es el H2, donde se cumple que la diferencia de electronegatividades es cero:  ∆EN = 0

ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO: 

cada par electronico compartido, entre dos atomos forma un enlace covalente, y los pares de electrones sin compartir, que no intervienen en la formacion de enlaces covalentes, se denominan no enlazantes. 

el enlace covalente coordinado o dativo se origina por la union de un par de electrones, no enlazantes de un atomo con otro, que tenga su capa de valencia, parcialmente vacia, una vez formado el enlace covalente coordinado, tiene las mismas caracteristicas, que cualquier enlace covalente ordinario, pero con la caracteristica, de que el par de electrones, compartidos lo aporta solo uno de los atomos enlazados.  

También se puede representar el enlace covalente coordinado con los diagramas o estructuras de Lewis, aunque es habitual hallarlo, adicionalmente, encerrado entre corchetes, dado que habitualmente se trata de iones poliatómicos. El átomo que aporta el par de electrones se denomina dador, y el que lo recibe, receptor. 

Dos ejemplos de iones habituales que presentan enlace covalente coordinado son el ion hidronio o hidrogenión (H3O+, el que se forma cuando un ácido cede su protón, H+, en agua) y el catión amonio, NH4+ (que es el resultado de que el amoníaco se comporte como base captando un H+)

Evidentemente, si a un átomo de H, cuya configuración electrónica es 1s1, le quitamos el único electrón que tiene para dar el ion hidrógeno o protón, H+, no le quedan electrones con los que formar enlace covalente simple, por lo que la única opción que le queda es formar un enlace covalente coordinado en el cual los dos electrones sean aportados por otra especie. De este modo, esta otra especie debe, necesariamente, disponer de pares de electrones libres o no enlazantes.

Así, el ión oxonio, H3O+, resulta de la adición de un H+ a una molécula de agua, H2O. La estructura de Lewis del ion hidronio es:

enlace coordinado

 Mientras que el ion amonio, NH4+, resulta de la adición de un H+ a una molécula de amoníaco, NH3. La estructura de Lewis del ion amonio es:

ENLACES INTERMOLECULARES O FUERZAS INTERMOLECULARES:

existen otras fuerzas intermoleculares que actúan sobre distintas moléculas o iones y que hacen que éstos se atraigan o se repelan. Estas fuerzas son las que determinan las propiedades físicas de las sustancias como, por ejemplo, el estado de agregación, el punto de fusión y de ebullición, la solubilidad, la tensión superficial, la densidad, etc.

Por lo general son fuerzas débiles pero, al ser muy numerosas, su contribución es importante

• las fuerzas de Van der Waals, o interacciones de Van der Waals:

 es la fuerza atractiva o repulsiva entre moléculas (o entre partes de una misma molécula) distintas a aquellas debidas al enlace covalente o a la interacción electrostática de iones con otros o con moléculas neutras.

Cuando se encuentran a una distancia moderada, las moléculas se atraen entre sí pero, cuando sus nubes electrónicas empiezan a solaparse, las moléculas se repelen con fuerza (Figura de la derecha).

El término "fuerzas de van der Waals" engloba colectivamente a las fuerzas de atracción entre las moléculas. Son fuerzas de atracción débiles que se establecen entre moléculas eléctricamente neutras (tanto polares como no polares), pero son muy numerosas y desempeñan un papel fundamental en multitud de procesos biológicos.

Las fuerzas de van der Waals incluyen:

• interaccion dipolo-dipolo: 

Una molécula es un dipolo cuando existe una distribución asimétrica de los electrones debido a que la molécula está formada por átomos de distinta electronegatividad. Como consecuencia de ello, los electrones se encuentran preferentemente en las proximidades del átomo más electronegativo. Se crean así dos regiones (o polos) en la molécula, una con carga parcial negativa y otra con carga parcial positiva (Figura inferior izquierda).

Cuando dos moléculas polares (dipolos) se aproximan, se produce una atracción entre el polo positivo de una de ellas y el negativo de la otra. Esta fuerza de atracción entre dos dipolos es tanto más intensa cuanto mayor es la polarización de dichas moléculas polares o, dicho de otra forma, cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados

• enlace hidrogeno o puente de hidrogeno: 

es la fuerza atractiva entre un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno unido covalentemente a otro átomo electronegativo. Resulta de la formación de una fuerza dipolo-dipolo con un átomo de hidrógeno unido a un átomo de nitrógeno, oxígeno o flúor.

El enlace de hidrógeno es una fuerza electrostática dipolo-dipolo fija muy fuerte, pero más débil que el enlace covalente o el enlace iónico. El enlace de hidrógeno está en algún lugar intermedio entre un enlace covalente y una fuerza de van der Waals. Este tipo de enlace ocurre tanto en moléculas inorgánicas tales como el agua, y en moléculas orgánicas como el ADN.

El enlace de hidrógeno intermolecular es responsable del punto de ebullición alto del agua (100°C). Esto es debido al fuerte enlace de hidrógeno, en contraste a los otros hidruros de calcógenos. El enlace de hidrógeno intramolecular es responsable parcialmente de la estructura secundaria, estructura terciaria y estructura cuaternaria de las proteínas y ácidos nucleicos. 

Los puentes de hidrógeno constituyen un caso especial de interacción dipolo-dipolo. Se producen cuando un átomo de hidrógeno está unido covalentemente a un elemento que sea: 

• muy electronegativo y con dobletes electrónicos sin compartir
• de muy pequeño tamaño y capaz, por tanto, de aproximarse al núcleo del hidrógeno

 De una forma interactiva esto es lo ocurre:

• FUERZAS DIPOLO INSTANTENEO- DIPOLO INDUCIDO:

Las fuerzas dipolo instantáneo – dipolo inducido se dan entre moléculas covalentes apolares, e incluso entre átomos no enlazados, como es el caso de los gases nobles. Ya hemos visto previamente, en el caso del hidrógeno diatómico, H2, que las moléculas de hidrógeno se unen entre sí por una fuerza de 1 kJ/mol.

No obstante, cabe preguntarse, ¿cómo es posible que estas moléculas, totalmente apolares por estar formadas por dos átomos idénticos, establezcan entre sí una unión, por débil que sea? Se comprende que haya fuerzas de carácter electrostático entre moléculas covalentes polares pero… ¿entre las apolares?
Veamos, pues, la naturaleza de estas fuerzas. En las moléculas covalentes apolares, puede suceder que la nube electrónica, que estará en movimiento constante en torno a los núcleos atómicos, se halle más desplazada hacia un lado de la molécula durante un brevísimo lapso de tiempo.

Así, la especie que es normalmente apolar, se puede volver fugazmente polar y formar un dipolo instantáneo. Además, por un proceso de inducción, este dipolo instantáneo puede provocar, a su vez, el desplazamiento de la nube electrónica de las nubes vecinas, formando lo que se conoce como un “dipolo inducido”

Estos dipolos sienten una cierta atracción mutua, de carácter débil (son dipolos con un desplazamiento de carga leve), que reciben el nombre de fuerzas dipolo instantáneo – dipolo inducido, o también fuerzas de London o fuerzas de dispersión

Una vez considera, por tanto, la naturaleza de estas fuerzas de London, cabe destacar que aumentan con el tamaño de la molécula y, por tanto, con la masa molecular. Esto es debido a que cuanto más grande es la molécula, más electrones tendrá, más grande será la nube electrónica y más alejada se hallará ésta del núcleo. Esto hace que, en la smoléculas grandes, sea más fácil la formación de dipolos instantáneos. Se dice que estas moléculas son polarizables. Por ejemplo, si consideramos las moléculas diatómicas de los halógeno cloro, bromo y yodo, Cl2, Br2 e I2, sus puntos de fusión y ebullición y su estado de agregación a temperatura ambiente se pueden ver en la tabla siguiente:

 

De forma esquemática, podemos representar la nube electrónica de cada una de estas moléculas cada vez más grande y, por tanto, más polarizable, tal y como podemos ver en la siguiente figura:

A pesar de esto, se cumple que las fuerzas de London o de dispersión son las más débiles de todas las fuerzas intermoleculares, por lo que, en general, las moléculas covalentes apolares presentarán bajos puntos de fusión y ebullición, aumentando en un mismo grupo con el tamaño atómico. Lo mismo ocurre con los gases nobles, que son átomos que no forman enlace, en los cuales el punto de ebullición superior corresponde, en efecto, al más grande de la serie, el radón, por ser el más grande de la serie. Como podemos ver, los puntos de ebullición crecen de menor a mayor:

• Helio:      -269 ºC
• Neón:      -246 ºC
• Argón:    -186 ºC
• Criptón: -152 ºC
• Xenón: -108 ºC
• Radón: -62 ºC