Polaridad de moléculas y fuerzas intermoleculares

1.1 Momento dipolar de enlace

Cuando un enlace covalente es polar, se comporta como un pequeño imán eléctrico: tiene un polo positivo parcial y un polo negativo parcial. Esa separación de cargas se representa mediante el momento dipolar, que simbolizamos con $\vec{\mu}$. Se mide en debye (D) y se representa como un vector que apunta desde la carga parcial positiva hacia la carga parcial negativa.

Por ejemplo, en el HCl, el cloro es más electronegativo que el hidrógeno; el vector $\vec{\mu}$ apunta del H hacia el Cl. En el agua, cada enlace O−H tiene su propio vector, dirigido del H hacia el O, porque el oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno.

1.2 Momento dipolar resultante

Una molécula puede tener varios enlaces polares, pero lo importante es la suma vectorial de todos los momentos dipolares de enlace. Si la suma vectorial es cero, la molécula es apolar; si es distinta de cero, la molécula es polar.

Esto explica por qué la polaridad de una molécula depende de dos cosas:

• la polaridad de sus enlaces, y
• la geometría molecular.

Dos geometrías pueden hacer que los mismos enlaces polares se cancelen o se refuercen. El ejemplo más representativo es el dióxido de carbono, $CO_2$. Tiene dos enlaces C=O polares. Sin embargo, la molécula es lineal: un vector C=O apunta hacia la derecha y el otro hacia la izquierda. Al sumarlos, se anulan. Resultado: molécula apolar.

En cambio, la molécula de agua, $H_2O$, es angular. Los dos vectores O−H no están en la misma línea; se suman y producen un vector resultante dirigido hacia el oxígeno. Por eso el agua es polar.

1.3 Regla práctica para clasificar moléculas

El método riguroso es la suma vectorial, pero en la mayoría de ejercicios podemos usar una regla práctica muy útil.

Moléculas diatómicas

• Si es homonuclear (dos átomos iguales: $H_2$, $O_2$, $N_2$, $Cl_2$): es apolar, porque no hay enlace polar.
• Si es heteronuclear (dos átomos distintos: $HCl$, $CO$, $NO$): es polar, porque hay un solo enlace polar y no puede cancelarse con otro.

Moléculas poliatómicas

• Si el átomo central no tiene pares libres y todos los átomos periféricos son iguales, la molécula suele ser apolar. Ejemplos: $BeCl_2$ (lineal), $BF_3$ (triangular plana), $CH_4$ y $CCl_4$ (tetraédricas). En todos estos casos, los vectores se anulan por simetría.
• Si el átomo central tiene pares libres o los átomos periféricos son diferentes, la molécula suele ser polar. Ejemplos: $H_2O$ (angular, dos pares libres), $NH_3$ (piramidal, un par libre), $CHCl_3$ (tetraédrica, pero con átomos periféricos distintos).

Hay casos menos comunes en los que una molécula con pares libres puede ser apolar por simetría, como $XeF_4$ o $XeF_2$. Para el nivel del examen de San Marcos, lo importante es dominar los ejemplos usuales y, ante la duda, pensar en la cancelación de vectores.

1.4 Tabla de ejemplos de polaridad y geometría

Observa que en $CO_2$ y en $CCl_4$ todos los enlaces son polares, pero la molécula es apolar. Este es uno de los puntos más importantes del tema.

1.5 Comportamiento ante un campo eléctrico

Las moléculas polares se orientan cuando se las somete a un campo eléctrico externo: sus extremos positivos se dirigen hacia el polo negativo y viceversa. Un ejemplo casero es el chorro de agua que se desvía al acercarle un peine cargado por fricción. Las moléculas apolares no se orientan así porque no tienen un dipolo permanente.

Una fuerza intermolecular es una atracción electrostática que se establece entre moléculas, o entre átomos de gases nobles. A diferencia de los enlaces químicos, no se comparten ni se transfieren electrones: simplemente actúan cargas parciales o dipolos temporales.

Para entender la diferencia de intensidad, compara el agua:

• Romper un enlace covalente O−H dentro de una molécula de agua exige una gran cantidad de energía: aproximadamente $927 \, \text{kJ mol}^{-1}$.
• Vencer los puentes de hidrógeno que mantienen unidas varias moléculas de agua requiere solo unos $41 \, \text{kJ mol}^{-1}$.

Por eso, cuando el agua hierve, no se destruyen las moléculas de agua; solo se separan unas de otras. Los enlaces O−H siguen intactos.

Las fuerzas intermoleculares son responsables de:

• la existencia de los estados condensados (sólido y líquido),
• los cambios de estado (fusión, vaporización, condensación, sublimación),
• propiedades como tensión superficial, viscosidad, presión de vapor y punto de ebullición,
• la solubilidad de unas sustancias en otras.

Se clasifican en:

1. Fuerzas de dispersión de London (dipolos instantáneos-inducidos): se presentan entre todas las moléculas y átomos.
2. Fuerzas dipolo-dipolo (Keesom): entre moléculas polares.
3. Puente de hidrógeno: caso extremo de dipolo-dipolo, entre moléculas que tienen enlace H−F, H−O o H−N.

En muchos libros, a las fuerzas de London y a las dipolo-dipolo se les llama en conjunto fuerzas de Van der Waals. El puente de hidrógeno, por su intensidad, suele clasificarse aparte.

Existe también la interacción ion-dipolo, importante en la disolución de sales en agua, pero en este tema nos centraremos en las tres anteriores.

Aunque una molécula sea completamente apolar, sus electrones están en movimiento constante. En un instante determinado, puede ocurrir que la nube electrónica se deforme y se forme un dipolo instantáneo: un extremo de la molécula queda con más densidad electrónica (carga parcial negativa) y el otro con menos (carga parcial positiva).

Ese dipolo instantáneo, aunque dure un tiempo muy breve, repele e induce una deformación en la nube electrónica de la molécula vecina: se forma un dipolo inducido. La atracción entre el dipolo instantáneo y el dipolo inducido es la fuerza de dispersión de London.

Puntos clave:

• Se presenta en todas las moléculas, polares y apolares, y también entre átomos de gases nobles.
• Es la única fuerza intermolecular entre moléculas apolares como $H_2$, $O_2$, $CH_4$, $CO_2$ y entre átomos de gases nobles.
• Aumenta con el número de electrones y con la masa molar, porque una nube electrónica más grande es más polarizable.
• También aumenta con la superficie de contacto: moléculas más grandes o menos ramificadas interactúan mejor.

Un ejemplo clásico es el de los halógenos $F_2$, $Cl_2$, $Br_2$ y $I_2$. Todos son apolares. A temperatura ambiente, el flúor y el cloro son gases, el bromo es líquido y el yodo es sólido. No tienen puentes de hidrógeno ni dipolos permanentes; la única diferencia importante es que el $I_2$ tiene muchos más electrones y, por tanto, mayores fuerzas de London.

Las moléculas polares poseen un dipolo permanente: un extremo con carga parcial positiva y otro con carga parcial negativa. Cuando estas moléculas se acercan, se orientan de modo que el extremo positivo de una quede próximo al extremo negativo de la otra. Esa atracción es la fuerza dipolo-dipolo.

Ejemplos de sustancias cuyas moléculas interactúan principalmente por dipolo-dipolo:

• $HCl$, $HBr$, $H_2S$
• $SO_2$, $CHCl_3$
• Acetona ($CH_3COCH_3$)
• Propanal o propionaldehído ($CH_3CH_2CHO$)

Las moléculas polares también presentan fuerzas de London; la fuerza dipolo-dipolo se suma a ellas. Por eso, al comparar dos moléculas polares de masa similar, la que tenga mayor momento dipolar tiende a tener mayores fuerzas intermoleculares y, por tanto, mayor punto de ebullición.

El puente de hidrógeno es una interacción especialmente intensa que se produce cuando una molécula tiene un átomo de hidrógeno unido covalentemente a un átomo muy electronegativo y pequeño: flúor, oxígeno o nitrógeno. Es decir, debe tener enlaces del tipo:

$$H-F, \quad H-O, \quad H-N$$

En esos enlaces, el hidrógeno queda con una carga parcial positiva muy marcada, porque el otro átomo atrae con mucha fuerza el par compartido. Ese hidrógeno casi "desnudo" es atraído por el par de electrones no compartido de un flúor, oxígeno o nitrógeno de otra molécula. Se forma así una interacción direccional del tipo:

$$X-H \cdots Y$$

donde $X$ y $Y$ son F, O o N.

El puente de hidrógeno es la más intensa de las fuerzas intermoleculares estudiadas en este nivel, aunque sigue siendo mucho más débil que un enlace covalente.

Sustancias que sí forman puente de hidrógeno entre sus propias moléculas:

• $H_2O$ (enlace H−O)
• $NH_3$ (enlace H−N)
• $HF$ (enlace H−F)
• Alcoholes: $CH_3OH$, $C_2H_5OH$
• Ácidos carboxílicos: $CH_3COOH$
• Aminas: $CH_3NH_2$

Sustancias que NO forman puente de hidrógeno entre sí:

• $HCl$, $HBr$, $HI$: el enlace H−Cl/Br/I no cumple el requisito F, O, N.
• $H_2S$, $PH_3$: el enlace H−S o H−P tampoco cumple.
• $CH_4$: no tiene enlace H−F/O/N.
• Éteres ($R-O-R$): tienen oxígeno, pero no hidrógeno unido a oxígeno; no pueden donar puente de hidrógeno entre sus moléculas.
• Cetonas y aldehídos: tienen oxígeno con pares libres, pero su hidrógeno está unido a carbono, no a oxígeno; por eso no forman puente de hidrógeno entre sí.

Una aclaración: el oxígeno de un éter, de una cetona o de un aldehído sí puede aceptar un puente de hidrógeno de una molécula de agua, porque el agua tiene H−O. Por eso muchos compuestos oxigenados tienen cierta solubilidad en agua, aunque no formen puentes de hidrógeno entre sus propias moléculas.

5.1 Consecuencias del puente de hidrógeno

El puente de hidrógeno explica anomalías muy importantes:

• El agua hierve a $100^\circ C$, mientras que el sulfuro de hidrógeno, $H_2S$, de mayor masa molar que el agua, hierve a $-60^\circ C$. El agua forma puentes de hidrógeno; el $H_2S$ solo tiene dipolo-dipolo y London.
• El HF hierve a $20^\circ C$, mucho más que el HCl ($-85^\circ C$), a pesar de que el HCl tiene más electrones. El HF forma puentes de hidrógeno.
• El etanol ($C_2H_5OH$) hierve a $78^\circ C$, mientras que su isómero, el dimetil éter ($CH_3OCH_3$), hierve a $-24^\circ C$. Ambos tienen la misma fórmula molecular $C_2H_6O$ y la misma masa molar, pero el etanol tiene enlace H−O; el éter no.

El examen de admisión no suele pedir definiciones aisladas, sino comparaciones: "¿cuál tiene mayor punto de ebullición?", "¿cuál es más volátil?", "¿cuál es más viscoso?". Para enfrentarlas, sigue esta lógica:

1. Identifica la fuerza intermolecular más intensa presente en cada sustancia.

   El orden general de intensidad es:

   $$\text{London} < \text{dipolo-dipolo} < \text{puente de hidrógeno}$$

   para sustancias de tamaño comparable.

2. Si una sustancia forma puente de hidrógeno y la otra no, la que forma puente de hidrógeno suele tener mayor punto de ebullición, siempre que las masas molares no sean extremadamente diferentes.

3. Si ninguna forma puente de hidrógeno, compara masas molares y tipo de dipolo. A mayor masa molar y mayor superficie, mayores fuerzas de London. Si son de masa similar, la molécula polar (con dipolo-dipolo) suele superar a la apolar.

4. Si ambas forman puente de hidrógeno, gana la que tenga más enlaces H−O/H−N por molécula, mayor masa o mayor superficie de contacto.

6.1 Comparación de sustancias orgánicas sencillas

Este punto es clave para el examen reciente y para reconocer grupos funcionales.

• Etanol $C_2H_5OH$: tiene enlace H−O → forma puente de hidrógeno.
• Dimetil éter $CH_3OCH_3$: es polar (geometría angular en el oxígeno, con pares libres), pero no tiene H−O → solo dipolo-dipolo y London.
• Acetona $CH_3COCH_3$ y propanal $CH_3CH_2CHO$ son isómeros de fórmula $C_3H_6O$. Ambos son polares y solo presentan dipolo-dipolo y London, porque ninguno tiene hidrógeno unido a oxígeno. La acetona tiene un momento dipolar mayor que el propanal, por lo que sus fuerzas dipolo-dipolo son algo más intensas. En consecuencia, la acetona hierve a unos $56^\circ C$ y el propanal a unos $49^\circ C$.

Esto permite ordenar, por ejemplo:

$$\text{dimetil éter} < \text{propanal} < \text{acetona} < \text{etanol}$$

donde el etanol es el de mayor punto de ebullición porque es el único que forma puente de hidrógeno.

6.2 Tabla comparativa de fuerzas intermoleculares

7.1 Presión de vapor, volatilidad y punto de ebullición

En un líquido, las moléculas no están quietas; algunas, las más energéticas, escapan de la superficie y pasan al estado gaseoso. Ese fenómeno se llama vaporización. Si el recipiente está cerrado, las moléculas que escapan ejercen una presión sobre la superficie del líquido: la presión de vapor.

La presión de vapor mide la tendencia a evaporarse de un líquido. Un líquido cuyas fuerzas intermoleculares son débiles tendrá muchas moléculas capaces de escapar y, por tanto, una presión de vapor alta; se dice que es volátil. Si las fuerzas intermoleculares son intensas, la presión de vapor será baja.

Ejemplo comparativo: a $20^\circ C$, la presión de vapor del etanol es $43,9 \, \text{torr}$, mientras que la del éter etílico es $442,2 \, \text{torr}$. Esto significa que el éter etílico se evapora mucho más fácilmente: es mucho más volátil. La razón es que el etanol forma puentes de hidrógeno; el éter etílico no.

El punto de ebullición es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido iguala la presión externa (generalmente la atmosférica). En ese momento, la vaporización ocurre en todo el volumen del líquido, no solo en la superficie.

Factores importantes:

• A mayor intensidad de fuerzas intermoleculares, mayor temperatura se necesita para que la presión de vapor alcance la presión atmosférica; por lo tanto, mayor punto de ebullición.
• Si la presión atmosférica disminuye (por ejemplo, en la altura), el punto de ebullición disminuye. En los Andes peruanos, el agua hierve a menos de $100^\circ C$.
• En la ebullición se vencen fuerzas intermoleculares, no se rompen enlaces químicos.

7.2 Tensión superficial

En el interior de un líquido, cada molécula recibe atracciones en todas direcciones por parte de sus vecinas. Pero una molécula de la superficie solo tiene vecinas a los lados y debajo; no tiene moléculas del líquido encima. Por eso, sobre las moléculas superficiales actúa una fuerza neta dirigida hacia el interior del líquido.

Como consecuencia, la superficie del líquido se comporta como una película elástica tensa que tiende a reducir su área. Esta propiedad es la tensión superficial. Se mide como la energía necesaria para aumentar el área superficial del líquido en una unidad.

Cuanto más intensas son las fuerzas intermoleculares, mayor es la tensión superficial. Por eso, la tensión superficial del agua es alta ($73 \, \text{mJ m}^{-2}$ a $20^\circ C$), mientras que la del hexano, un líquido apolar, es mucho menor ($18,4 \, \text{mJ m}^{-2}$). El mercurio, con enlaces metálicos (mucho más fuertes), tiene una tensión superficial altísima ($465 \, \text{mJ m}^{-2}$) y forma gotas muy esféricas.

Al aumentar la temperatura, la tensión superficial disminuye, porque las moléculas tienen más energía cinética y las atracciones intermoleculares se vencen con mayor facilidad.

7.3 Capilaridad

La capilaridad es el ascenso o descenso de un líquido por un tubo de diámetro muy pequeño, llamado tubo capilar.

Para entenderla, debemos distinguir dos fuerzas:

• Cohesión: atracción entre las moléculas del propio líquido.
• Adhesión: atracción entre las moléculas del líquido y las paredes del tubo.

En el agua dentro de un tubo de vidrio, la adhesión agua-vidrio es mayor que la cohesión agua-agua. Entonces el agua "moja" la pared, forma un menisco cóncavo y asciende por el capilar. En el mercurio, la cohesión entre los átomos de mercurio es más intensa que la adhesión al vidrio; el mercurio forma un menisco convexo y desciende.

La capilaridad es una consecuencia directa de la tensión superficial y de la relación entre adhesión y cohesión. Además, cuanto menor es el diámetro del tubo, mayor es el ascenso para un mismo líquido con adhesión predominante.

7.4 Viscosidad

La viscosidad es la resistencia de un líquido a fluir. Un líquido fluye más lentamente cuando sus moléculas tienen dificultad para deslizarse unas sobre otras.

Depende de:

• la intensidad de las fuerzas intermoleculares,
• el tamaño y la forma de las moléculas,
• la capacidad de enredarse entre ellas.

Los líquidos con moléculas largas, flexibles y capaces de enredarse presentan viscosidades elevadas, porque las moléculas se enganchan unas con otras. Es el caso de la miel, la glicerina o los aceites pesados. Las moléculas esféricas y con interacciones débiles fluyen con facilidad.

Un ejemplo cotidiano peruano es la mazamorra de almidón: al calentarse, las largas cadenas de amilosa y amilopectina se enredan e interaccionan con el agua mediante puentes de hidrógeno, formando una mezcla viscosa y "ligosa".

7.5 Cambios de estado y calor

Los cambios de estado son procesos físicos en los que las fuerzas intermoleculares se vencen o se forman. No se rompen los enlaces químicos dentro de las moléculas.

• Fusión (sólido → líquido): se absorbe calor para vencer parcialmente las fuerzas intermoleculares.
• Vaporización (líquido → gas): se absorbe calor para vencer casi por completo las fuerzas intermoleculares.
• Condensación (gas → líquido): se libera calor al formarse las fuerzas intermoleculares.
• Sublimación (sólido → gas): se absorbe calor para vencer las fuerzas intermoleculares directamente.

Conviene distinguir dos tipos de calor:

• Calor sensible: es el que produce un cambio de temperatura, sin cambio de estado.
• Calor latente: es el que produce un cambio de estado a temperatura constante.

Por ejemplo, cuando el vapor de agua se condensa para formar gotas de lluvia, el agua pasa de gas a líquido y se libera calor latente (proceso exotérmico). Cuando una sustancia se sublima, absorbe calor latente, no calor sensible.

La solubilidad también se explica por las fuerzas intermoleculares, y se resume en una regla práctica:

• Un soluto polar se disuelve bien en un solvente polar.
• Un soluto apolar se disuelve bien en un solvente apolar.
• Un soluto polar y un solvente apolar, o viceversa, tienden a ser inmiscibles.

El agua es un solvente polar con capacidad de formar puentes de hidrógeno. Por eso disuelve bien al etanol, a la glucosa y al cloruro de sodio (en este último caso, mediante interacciones ion-dipolo). El aceite es una mezcla de moléculas apolares; por ello no se disuelve en agua, pero sí en solventes apolares como la gasolina o el tetracloruro de carbono.

El éter dietílico es un caso interesante. Es poco polar en comparación con el agua y no puede formar puentes de hidrógeno entre sus propias moléculas, porque no tiene enlace H−O. Por eso es poco soluble en agua y, al mismo tiempo, muy volátil.

El etanol, en cambio, tiene una parte polar (el grupo $-OH$) y una parte hidrocarbonada apolar pequeña. El grupo $-OH$ le permite formar puentes de hidrógeno con el agua, por lo que es totalmente miscible con ella.