Moleculas

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

Las fuerzas de van der Waals definen el carácter químico de muchos compuestos orgánicos. También definen la solubilidad de sustancias orgánicas en medios polares y no polares. En los alcoholes inferiores, las propiedades del grupo polar hidróxilo dominan a las débiles fuerzas intermoleculares de van der Waals. En los alcoholes superiores, las propiedades del radical alquílico apolar (R) dominan y definen la solubilidad. Las fuerzas de van der Waals crecen con la longitud de la parte no polar de la sustancia.

Estas fuerzas se basan en la atracción electrostática que pueden surgir entre dos moléculas, tanto polares como apolares. Se caracterizan por ser muy débiles y por aumentar su fortaleza con la masa molecular, ya que las capas electrónicas externas se deforman más fácilmente cuanto más alejadas están del núcleo. Pueden ser de dos tipos:

• Cuando las moléculas son polares

Hay moléculas que son dipolos permanentes, debido a la distribución de sus cargas, como por ejemplo el HCl. Cuando una de estas moléculas se aproxima a otra, también polar, se producirá la aparición de fuerzas electrostáticas de atracción entre partes opuestas de la molécula.

• Cuando las moléculas son apolares.

Cuando las moléculas no son polares por ejemplo F-F, se sabe que estas moléculas se encuentran en estado de vibración, lo que origina que las respectivas cargas están en continuo desplazamiento dentro de las moléculas. Esto significa que continuamente se están produciendo dipolos instantáneos, los cuales, a su vez inducen otros dipolos en las moléculas vecinas, con la consiguiente aparición de fuerzas atractivas entre ellos. Este hecho tiene importancia cuando las temperaturas son muy bajas, ya que en estas condiciones los dipolos instantáneos tienen vida suficiente para poder provocar el efecto de unión. Estos enlaces entre dipolos inducidos son más débiles que los que tienen lugar entre moléculas polares.

Las moléculas de agua en el agua líquida se atraen entre sí por fuerzas electrostáticas, y estas fuerzas se describen como fuerzas de Van der Waals o enlaces de Van der Waals. A pesar de que la molécula de agua en su conjunto es eléctricamente neutra, la distribución de carga en la molécula no es simétrica y produce un momento dipolar - una separación microscópica de los centros de carga positivas y negativas -. Esto conduce a una atracción neta entre tales moléculas polares que encuentra su expresión en la cohesión de las moléculas de agua, y contribuye a la viscosidad y la tensión superficial. Tal vez sea justo decir que las fuerzas de Van der Waals son las que retiene el agua en estado líquido, hasta que la agitación térmica se vuelve lo suficientemente violenta para romper esos lazos de Van der Waals a 100°C. Con el enfriamiento, las fuerzas electrostáticas residuales entre las moléculas, causan que la mayoría de las sustancias licuen y, finalmente, solidifiquen (con la excepción del helio, que a presión atmosférica nunca se convierte en un sólido).

Incluso las moléculas no polares experimentan algunas fuerzas de Van der Waals, lo que puede atribuirse a que son polarizables. A pesar de que las moléculas no tienen momentos dipolares permanentes, pueden tener momentos dipolares instantáneos que cambian u oscilan con el tiempo. Estas fluctuaciones de momentos dipolares moleculares conducen a una atracción neta entre las moléculas, que permiten que las sustancias no polares, como el tetracloruro de carbono, formen líquidos. El examen del campo eléctrico dipolar muestra que el campo eléctrico de un dipolo instantáneo, tenderá a polarizar una molécula vecina de tal manera, que será atraída - una suerte de analógica eléctrica con un imán de barra magnetizando un clip de papel, de modo que será atraído por el imán -. (Esto ocurre independientemente del polo del imán que se pone cerca del clip.) Las débiles fuerzas de Van der Waals en líquidos no polares, pueden manifestarse en baja tensión superficial y bajo punto de ebullición.

Estas interacciones ocurren cuando las moléculas están muy próximas. Todas las fuerzas de van der Waals son cohesivas y varían con respecto a la distancia como 1/r6. Las fuerzas de van der Waals son consideradas como la explicación molecular para las energías cohesivas de los líquidos y son semejantes en magnitud a las entalpías de vaporización de muchos líquidos, su valor aproximado es de -41.84 kJ mol-1. Estas interacciones son dominantes en reacciones en donde la proximidad es importante y se clasifican en:

Interacciones dipolo-dipolo: ocurren cuando moléculas con dipolos permanentes interactúan, los dipolos deben orientarse y son muy sensibles a la orientación, distancia y temperatura. Los dipolos permanentes pueden inducir µ en una molécula neutra semejante a lo que sucede en las interacciones ion-dipolo.

Las interacciones dipolo-dipolo inducido, dependen de la polarizabilidad de la molécula neutra. Dipolo instantáneo, µ es una medida dependiente del tiempo, por ello es capaz de inducir una interacción dipolo inducido-dipolo inducido. A estas fuerzas se les denominan fuerzas de London o de dispersión, estas fuerzas son importantes en moléculas con una elevada proximidad y decaen rápidamente con la distancia.

La energía atractiva de interacción representada por las fuerzas de van der Waals a menudo se define como:

Energía potencial =

En donde A es una constante para cada molécula. Una gráfica para la energía atractiva muestra que la fuerza de atracción se incrementa rápidamente mientras las moléculas se acercan hasta que entran en contacto y la energía de interacción tiende a infinito

A medida que una molécula trata de ocupar el mismo espacio que la otra, entra en juego otro factor, la repulsión electrónica a esto se le conoce como potencial de Lennard-Jones

Momento Dipolar

Muchas moléculas eléctricamente neutras, esto es, sin carga neta, poseen una distribución de cargas no homogénea. Esto se debe a que los átomos que las forman tienen diferente electronegatividad, de tal forma que cuando se crea un enlace covalente, los dos electrones del enlace son atraídos con distinta fuerza por los átomos que los comparten. En resumen, el orbital molecular pierde su simetría, y la probabilidad de encontrar los electrones se hace mayor en las proximidades del átomo más electronegativo. Se sigue conservando la neutralidad eléctrica global, pero sobre el átomo más electronegativo hay

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