Fuerzas de Van Der Waals

Las Fuerzas de Van Der Waals, aunque no forman un enlace químico propiamente dicho, son las responsables de la atracción que existe entre moléculas neutras y saturadas, lo que da lugar a los estados condensados (líquido y sólido) de estas sustancias.

Las fuerzas de Van der Waals son muy débiles cuando las moléculas son eléctricamente simétricas, es decir que tienen momento dipolar nulo (no-polares o apolares), como ocurre, por ejemplo, en las moléculas monoatómicas, de los gases nobles, así como en las moléculas diatómicas homonucleares (H₂, N₂, F₂, etc) y en las moléculas poliatómicas simétricas (CO₂, CS₂, CH₄, etc).

Dipolos instantáneos y dipolos inducidos:

Es probable que en un instante particular, únicamente por azar, los electrones se encuentren concentrados en una región de un átomo o molécula. Este desplazamiento de electrones hace que una especie normalmente no polar se convierta momentáneamente en polar. Se ha formado un dipolo instantáneo. Es decir, la molécula tiene un momento dipolar instantáneo. Después de esto, los electrones de un átomo o molécula vecina pueden desplazarse para producir también un dipolo. Esto es un proceso de inducción y el nuevo dipolo formado se denomina “dipolo inducido”.

Estos dos procesos, considerados de forma conjunta, conducen a una fuerza intermolecular de atracción. Se puede llamar a esta fuerza una atracción instantánea dipolo/dipolo inducido pero los nombres más comúnmente utilizados son Fuerza de dispersión y Fuerza de London.

El término “polarizabilidad” es el término utilizado para describir la tendencia a que se produzca una separación de cargas en una molécula. Cuanto mayor es esta tendencia, se dice que la molécula es más polarizable. La polarizabilidad aumenta con el número de electrones y el número de electrones aumenta con la masa molecular. También, en las moléculas grandes, algunos electrones están más alejados de los núcleos y, por tanto, están unidos menos firmemente a ellos. Estos electrones se desplazan con más facilidad y la polarizabilidad de la molécula aumenta. Debido a que las fuerzas de dispersión son más fuertes cuando la polarizabilidad aumenta, las moléculas se atraen entre sí más fuertemente, con el resultado de aumentar los puntos de fusión y de ebullición de las sustancias covalentes al aumentar la masa molecular. Por ejemplo, el helio, con una masa molecular (atómica) de 4 u, tiene un punto de ebullición de 4 K, mientras que el radón (masa atómica 222 u) tiene un punto de ebullición de 211 K.

La intensidad de las fuerzas de dispersión también depende de la forma molecular. Los electrones en las moléculas alargadas se desplazan más fácilmente que los de las moléculas pequeñas, compactas y simétricas; las moléculas alargadas son más polarizables. Dos sustancias, con el mismo número y tipo de átomos pero con diferente forma molecular, los isómeros, pueden tener diferentes propiedades.

Interacciones dipolo-dipolo:

En una sustancia polar, las moléculas tienen momentos dipolares permanentes. El resultado es que las moléculas intentan alinearse con el extremo positivo de un dipolo dirigido hacia los extremos negativos de los dipolos vecinos. Esta ordenación parcial de las moléculas puede hacer que una sustancia se mantenga como sólido o líquido a temperaturas más altas que las esperadas.

Respecto a la importancia de las fuerzas de Van der Waals, tenemos que considerar que:

• Las fuerzas de dispersión (de London) existen en todos los tipos de moléculas. Implican desplazamientos de todos los electrones en las moléculas y aumentan al aumentar la masa molecular. También dependen de la forma de la molécula.
• Las fuerzas asociadas con los dipolos permanentes implican desplazamientos de los pares de electrones de los enlaces en lugar de desplazamientos globales en las moléculas. Sólo se encuentran en sustancias con momentos dipolares resultantes, en moléculas polares. Su efecto se añade al de las fuerzas de dispersión, también presentes.
• Cuando se comparan sustancias de masas moleculares semejantes, las fuerzas entre dipolos pueden producir diferencias importantes en propiedades como el punto de fusión, punto de ebullición y entalpía de vaporización.
• Cuando se comparan sustancias de masas moleculares muy diferentes, las fuerzas de dispersión normalmente son más importantes que las fuerzas dipolares.

En el caso de HCl y F₂ sus masas son comparables, pero debido a que el HCl es polar, tiene un valor de variación de entalpía de vaporización (∆H_vap) mucho mayor y un punto de ebullición más alto que el F₂. Dentro de la serie HCl, HBr y HI, la masa molecular aumenta rápidamente y la entalpía de vaporización y los puntos de ebullición aumentan en el orden HCl<HBr<HI. El carácter más polar del HCl y HBr en relación al HI no es suficiente para invertir las tendencias producidas por el aumento de masas moleculares; las fuerzas de dispersión son las fuerzas intermoleculares predominantes.

Puedes descargar la App BioProfe READER para practicar esta teoría con ejercicios auto-corregibles.