FUERZAS INTERMOLECULARES

Características y ejemplos de fuerzas intermoleculares

Las fuerzas intermoleculares que actúan entre las moléculas se clasifican en:

·         Dipolos permanentes

·         Dipolos inducidos

·         Dipolos dispersos.

Dentro de los 4 grupos descritos anteriormente, las fuerzas más relevantes son las 3 primeras también conocidas como fuerzas de Van der Waals.

Dipolos permanentes

Este tipo de unión se produce cuando ambas moléculas disponen de cargas positivas y negativas, es decir son moléculas polares o que tienen polaridad, atrayéndose electrostáticamente y formando la unión.

Dipolos inducidos

Este tipo de unión se produce cuando una molécula no polar redistribuye la concentración de los electrones (tiene la posibilidad de polarizarse) al acercarse una molécula polar, de tal forma que se crea una unión entre ambas moléculas.

En este caso la molécula polar induce la creación de la molécula apolar en una molécula polar.

Dipolos dispersos

Este último caso la unión se produce entre moléculas no polares pero que pueden polarizarse, y cuando esto último ocurren se atraen mutuamente creando la unión molecular.

La unión que se crea en este tipo de dipolos tiene una intensidad muy débil y una vida muy corta

Las energías de unión generadas por las fuerzas intermoleculares son muy inferiores a las energías generadas en los enlaces químicos, pero a nivel global son superiores en número a estas últimas desempeñando un papel vital tanto en las propiedades de adhesión como de cohesión del adhesivo.

Van der Waals ------ 0,1 a 10 KJ/mol

Enlace Covalente ------ 250 – 400 KJ/mol.

Fuerzas intermoleculares:

·         Son muy dependientes de la temperatura, un aumento de temperatura produce un decremento de las fuerzas intermoleculares.

·         Son más débiles que los enlaces químicos, del orden de 100 veces menor

·         La distancia de unión es a nivel de micras

Ejemplos:

La molécula de agua está formada por dos átomos de H unidos a un átomo de O por medio de dos enlaces covalentes. La disposición tetraédrica de los orbitales sp3 del oxígeno determina un ángulo entre los enlaces H-O-H aproximadamente de104'5; además el oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno y atrae con más fuerza a los electrones de cada enlace.

 

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