Capítulo 3. Interacciones químicas débiles

Momento dipolar

¿Por qué algunas sustancias moleculares tienen puntos de ebullición más altos que otras?

Ha sido fácil comprender que en las sustancias de mayor punto de ebullición las moléculas están más

atraídas unas con otras, por lo que se requiere mayor cantidad de energía para romper esas

atracciones. Ahora la pregunta interesante es entonces: ¿Por qué en algunas sustancias moleculares

las moléculas se encuentran más atraídas entre sí que en otras?

Sabemos que en la materia hay partículas cargadas (protones y electrones) y también sabemos que

las cargas opuestas se atraen. Esta naturaleza eléctrica es la causa fundamental de todos los tipos de

enlace químico. Sin embargo en una molécula, el número de partículas con carga negativa es igual al

número de partículas con carga positiva, por lo que las moléculas son eléctricamente neutras.

Analizaremos un conjunto de sustancias muy sencillas y similares entre sí, compuestas por moléculas

diatómicas: las de los halógenos. A temperatura ambiente el flúor y el cloro son gases, mientras que

el bromo es líquido y el yodo es sólido. En la tabla 3.a se muestran sus masas molares y sus

temperaturas de ebullición. Estas temperaturas son una medida de la cantidad de energía que hay

que darle a un líquido, para separar sus moléculas y formar un gas.

Tabla 3.a Algunas propiedades de los halógenos

Halógeno masa molar (g/mol) # de electrones T. de ebullición (°C)

F2 38 18 -188.1

Cl2 71 34 -34.0

Br2 160 70 59.5

I2 254 106 185

¿Por qué las moléculas de mayor tamaño se encuentren más atraídas entre sí que las más pequeñas?

Estas moléculas están formadas por dos núcleos cargados positivamente y alrededor de ellos hay

electrones formando nubes de carga negativa, como se muestra en la figura 3.1.

F F Cl Cl Br Br I I

Figura 3.1 Moléculas diatómicas de los halógenos

Aunque los electrones tienden a distribuirse uniformemente a través de toda la nube, debido a su

continuo movimiento, existe la probabilidad de que en un instante cualquiera, los electrones se

concentren en un extremo de la molécula, creando momentáneamente una distribución desigual de

cargas, como se muestra en la figura 3.2.

I I-

-

-

-

-

-++

+

+

Figura 3.2 Molécula de yodo en la que los electrones se han distribuido de manera desigual.

Cuando, como en este caso, hay cargas de la misma magnitud q pero de signo opuesto separadas por

una distancia r, se dice que existe un momento dipolar, o momento dipolo: = qr

En este caso particular, como el de la molécula de I2, se le llama dipolo instantáneo, pues la

separación de cargas no es permanente. Sin embargo la probabilidad de que las cargas se distribuyan

momentáneamente de manera no homogénea, aumenta con el número de electrones en la nube, así

como del volumen total en el que éstos se mueven. Como se generan polos de carga, se dice que la

molécula se polariza.

La polarizabilidad en las moléculas de los halógenos aumenta con el tamaño, es decir

Menos polarizable F2 < Cl2 < Br2 < I2 Más polarizable

Ahora imaginemos lo que sucede cuando una molécula de yodo que se encuentra polarizada, se

acerca a una molécula de yodo no polarizada. (Figura 3.3) Un dipolo instantáneo en una molécula,

puede inducir un momento dipolo en una molécula vecina, y el efecto puede propagarse a todo el

material.

I I-

-

-

-

-

-++

+

+

I I-

-

-

-

-

-++

+

+

I I-

-

-

-

-

-++

+

+

Figura 3.3 interacción entre moléculas de yodo polarizadas.

A este tipo de interacciones entre moléculas se le llama dipolo instantáneo - dipolo inducido.1

Aunque es una interacción débil, es la responsable de las variaciones en las temperaturas de

ebullición de los halógenos y es más importante a medida que aumenta el tamaño de la molécula.

Este efecto también explica el aumento en las temperaturas de ebullición (y aun de fusión) de

algunos hidrocarburos, como se ve en tabla 3.b.

Idea clave:

Las interacciones dipolo instantáneo-dipolo inducido son mayores entre

mayor sea la polarizabilidad de la molécula.

La polarizabilidad de una molécula aumenta entre mayor volumen y

mayor número de electrones en ella.

Los átomos menos electronegativos son más polarizables.

1 A este tipo de interacciones también se les conoce como Fuerzas de London, o Fuerzas de dispersión.

Tabla 3.b Hidrocarburos lineales, sus masas molares y temperaturas de ebullición y fusión.

Hidrocarburo Masa molar

(g/mol)

Temperatura de ebullición

(°C)

Temperatura de fusión

(°C)

Metano 16 -164 -182.0

Etano 30 -88.6 -183.3

Propano 44 -42.1 -187.9

n-butano 58 -0.5 -138.4

n-pentano 72 36.1 -130.2

n-hexano 86 69 -95.0

n-heptano 100 98.4 -90.6

n-octano 114 125.7 -56.8

n-nonano 128 150.8 -51.1

n-decano 142 174.1 -29.7

Dipolos permanentes

No en todos los átomos la atracción de los electrones hacia el núcleo es igual. Esto es importante

cuando se forma un enlace covalente entre dos átomos con distinta capacidad de atraer a los

electrones, o electronegatividad.

Un ejemplo es el HCl. Como el cloro atrae más a la nube electrónica que el hidrógeno, en esta

molécula hay mayor densidad electrónica negativa cerca de él, mientras que cerca del hidrógeno, hay

una deficiencia de carga negativa. En esta molécula la nube electrónica se encuentra polarizada; en el

HCl hay un dipolo permanente.(Figura 3.4) Esto se representa mediante la letra griega seguida del

signo correspondiente a la carga en exceso.

H Cl

-

-

-

-

-

-

--

--

-

--

-

---

--

-

-

Figura 3.4 Nube electrónica polarizada de la molécula de HCl

Cuando un enlace covalente presenta un dipolo se dice que se forma un enlace covalente polar. Las

moléculas que están formadas por átomos diferentes, generalmente forman enlaces covalentes

polares. En general, los electrones que participan en un enlace covalente están más cercanos del

átomo con mayor electronegatividad, y la carga parcial negativa (-) se sitúa sobre ese átomo. De

manera correspondiente, la carga parcial positiva (+) queda en el átomo menor electronegatividad.

Las moléculas que poseen dipolos permanentes, se atraen unas a otras con mucha más fuerza que

moléculas de estructura similar y tamaño semejante, sin dipolos permanentes; se dice que entre ellas

hay una interacción dipolo-dipolo. Esto se refleja en mayores temperaturas de ebullición para las

sustancias polares, pues es necesario aplicar una mayor cantidad de energía para romper las

atracciones entre las moléculas.

En la Figura 3.5 se muestran algunas parejas de sustancias no polares y polares de masa molar muy

parecida, con sus temperaturas de ebullición. En cada caso, la flecha indica la posición del vector

momento dipolo para la molécula.

Sustancias no polares Sustancias polares

Figura 3.5 Temperaturas de ebullición de algunas sustancias polares y no polares.

Cuidado: Una molécula puede ser no polar aunque tenga enlaces polares. Dado que el momento

dipolo es un vector definido entre dos átomos unidos por un enlace, en las moléculas poliatómicas

con varios enlaces polares, los vectores momento dipolar pueden cancelarse unos con otros debido a

su arreglo geométrico. Este es el caso de las siguientes moléculas, (Figura 3.6) que a pesar de tener

enlaces polares, su momento dipolar global es igual a cero.

Figura 3.6 moléculas no polares con enlaces polares.

Una molécula polar colocada junto a una molécula no polar, induce un dipolo en esta última,

estableciéndose en ellas lo que se conoce como una interacción dipolo-dipolo inducido. Este tipo de

interacción es la responsable de que haya sustancias polares miscibles con sustancias no polares,

como el caso de los hidrocarburos y los alcoholes, como en el caso de algunas gasolinas.

Puentes de hidrógeno

Entre los enlaces polares, un caso particularmente importante es aquél formado por un átomo de

hidrógeno y un átomo que tenga un alto valor de electronegatividad, como el F, el O ó el N. Este tipo

de átomos, siempre tiene pares de electrones no compartidos al formar moléculas. Un ejemplo de

moléculas en las que tenemos este tipo de enlaces serían los alcoholes, que tienen fórmula general

R-O(-)-H(+), donde los símbolos - y +, se refieren a que sobre el átomo junto al cual se

escribieron, hay una carga negativa o positiva parcial, lo que justamente genera el momento dipolar.

Como se puede ver en la Figura 3.7, un átomo de hidrógeno enlazado a una molécula de metanol,

puede interactuar fuertemente con uno de los pares de electrones no compartidos en el átomo de

oxígeno de una molécula vecina, formando un "puente" entre dos moléculas de metanol.

Esta interacción es mucho más fuerte que una interacción dipolo-dipolo en la que no exista puente de

hidrógeno. Esto se manifiesta en las elevadas temperaturas de ebullición de los líquidos cuyas

moléculas forman puentes de hidrógeno entre sí. Resulta muy ilustrativo comparar el éter metílico

CH3-O-CH3, con el etanol CH3-CH2-OH. Estas dos sustancias son isómeros, es decir tienen la

misma fórmula condensada, pero el acomodo de sus átomos es distinto. Ambas tienen un momento

dipolar diferente de cero (1.3D para el éter y 1.69D para el etanol). Sin embargo, entre moléculas de

éter metílico, CH3-O-CH3, no pueden formarse puentes de hidrógeno, pues en ellas los átomos de

hidrógeno solamente se encuentran formando enlaces muy poco polares con los átomos de carbono.

En el etanol, CH3-CH2-OH, existe un enlace O-H que es muy polar, de manera que ese átomo de

hidrógeno puede formar puentes con otros átomos de oxígeno en moléculas vecinas. Las diferencias

físicas son muy notables: el etanol es un líquido a temperatura ambiente, y su punto de ebullición es

de 78°C, mientras que el éter metílico es un gas con punto de ebullición de -25°C. Otros ejemplos

pueden verse en la Figura 3.8.

Idea clave:

Existen puentes de hidrógeno entre moléculas que poseen enlaces

entre átomos de hidrógeno y átomos muy electronegativos como

nitrógeno, oxígeno o flúor.

C

O

HH

H

H

C

O

H

HH

HC O

H

H

H

H

CO

HH

H

H

Figura 3.7

Puentes de hidrógeno en el metanol. Las flechas indican los vectores momento dipolo de los enlaces polares.

Figura 3.8 Comparación en las temperaturas de ebullición de sustancias polares de masa molar semejante sin puente de

hidrógeno y con él.

El agua, la sustancia más importante en nuestro planeta, está compuesta por moléculas polares

capaces de formar puentes de hidrógeno de una manera única. Comparemos a la molécula de agua,

H2O, con algunas que podríamos considerar parecidas, compuestas sólo por átomos de hidrógeno y

algún átomo muy electronegativo: el NH3, el HF, el H2S, el HCl. Todas estas moléculas pueden

formar enlaces tipo puente de hidrógeno, y de hecho los forman, pero los puntos de ebullición (Tabla

3.c estas sustancias nos dicen que las atracciones entre sus moléculas son mucho menores que las

que se dan entre las moléculas de agua. ¿Qué característica estructural es la que hace al agua tan

diferente?

Tabla 3.c Temperaturas de ebullición de algunas sustancias con puentes de hidrógeno

Sustancia Temperatura ebullición (°C) Momento dipolar (D)

H2O 100.0 1.87

NH3 -33.0 1.46

HF 19.9 1.92

HCl -85.0 1.08

H2S -60.0 1.10

En la Figura 3.9 se muestran los puentes de hidrógeno posibles entre las moléculas de las diferentes

sustancias analizadas. Podemos ver que, mientras el HF tiene sólo un átomo de hidrógeno para

establecer puentes, el amoniaco, aunque tiene tres, sólo tiene un par de electrones no compartidos

sobre el nitrógeno. El agua, en cambio, tiene dos átomos de hidrógeno unidos al átomo de oxígeno,

que a su vez tiene dos pares de electrones no compartidos. Esto permite que cada molécula de agua

pueda participar simultáneamente en cuatro enlaces de puente de hidrógeno. En el H2S, el número de

átomos de hidrógeno y el número de electrones no compartidos en el átomo electronegativo, es el

mismo que en el agua, sin embargo, su comportamiento es muy distinto al del agua, pues es un gas a

temperatura ambiente. Esto puede explicarse mediante la diferencia en los valores de

electronegatividad entre el O(3.5) y el S(2.5). El carácter polar del enlace O-H es mucho más

marcado que el del enlace S-H, ya es mayor la diferencia de electronegatividades.

H F

H F

H F H

H F

H F

H F

H F

H F

N

H

H

H

N

H

H

N

H

H

H

N

N

N

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

O

H

H

O

O

O

O

O

H

O

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

Figura 3.9 Puentes de hidrógeno en HF, NH3 y H2O

Interacciones ion-dipolo

Los compuestos formados por iones, como el NaCl, forman sólidos cristalinos en los que las

partículas que los constituyen se encuentran fuertemente atraídos por lo que se lama una interacción

ion-ion. Esta interacción, sin embargo puede en muchos casos, ser vencida al poner a esa sustancia

iónica en contacto con agua. Las moléculas de agua, con sus dipolos permanentes, pueden interactuar

fuertemente con ambos tipos de iones, según se muestra en la Figura 3.10. Algunos disolventes

polares, como los alcoholes, también pueden ser capaces, en algunos casos, de vencer las

interacciones ion-ion, para disolver a un compuesto iónico mediante interacciones ion-dipolo.

O

H

H

O

H

H

O H

H

Na+

OH

H

OH

H

O

H

H

O

H

HCl

Figura 3.10 Interacciones ion-dipolo.

Una reflexión para cerrar el capítulo titulado “Interacciones débiles”: ¿Qué tan débiles son éstas? En

el capítulo 2 se presentaron en las tablas 2.II y 2.III algunos ejemplos de energías de enlace para

enlaces covalentes comunes. Los valores para estos ejemplos varían bastante, ya que van

aproximadamente desde los 100 hasta los 1000 kJ/mol. Como puede verse en la tabla 3.IV, algunas

de las interacciones “débiles” que hemos discutido en este capítulo tienen energías de asociación

dentro del intervalo de los valores correspondientes para algunos enlaces covalentes. Un caso

particularmente interesante es en de las interacciones ión-dipolo: el valor de la energía de asociación

para K+ - H2O es de 52.5 kJ/mol, mientras que para el Ni2+ -H2O es 362.2 kJ/mol, casi siete veces

mayor y del orden de un enlace covalente típico (ver tablas 3.d, 2.b y 2.c).

Tabla 3.d Tipo de interacción Ejemplo Energía de asociación

Dipolo instantáneo- dipolo

inducido

Cl2, H2, CH4, CCl4 0.5 a 5 kJ/mol

Dipolo-dipolo inducido I2-acetona 2 a 5 kJ/mol

Dipolo-dipolo Acetona 5 a 20 kJ/mol

Puente de hidrógeno Alcoholes, agua 5 a 50 kJ/mol

Ion-dipolo Na(H2O)+, Cu(H2O)2+ 60-350 kJ/(mol de pares ion-dipolo)

Ion-ion KCl, MgO 400-500 kJ/(mol de pares iónicos)

Enlace covalente sencillo H2, F2 150-500 kJ/mol

Efectivamente en una disolución acuosa de una sal de níquel (como por ejemplo el NiSO4) las

moléculas de agua están tan fuertemente enlazadas con este catión, que al evaporar el agua, lo que se

obtiene es cloruro de níquel hexahidratado, NiSO46H2O. Esta sustancia tiene propiedades

fisicoquímicas distintas a las del NiSO4 anhidro, debido a que realmente está constituida por cationes

complejos de Ni(H2O)62+ (hexaacuo níquel II) en los que las moléculas de agua y el ion Ni2+ están

unidos mediante enlaces covalentes.

Figura 3.11 Estructura del sulfato de níquel hexahidratado

Entonces, tratándose de energías de asociación, ¿hasta dónde puede considerarse que se trata de una

interacción ión- dipolo y a partir de dónde que se trata de un enlace covalente?

El célebre Linus Pauling aseveraba que “Diremos que existe un enlace químico entre dos átomos o

grupos de átomos en el caso en el que las fuerzas que actúan entre ellos son tales que llevan a la

formación de un agregado con suficiente estabilidad como para hacerle conveniente a un químico

considerarlo como una especie molecular independiente”.

Es importante hacer énfasis en la palabra “conveniente” y en la palabra “considerarlo”. Como ya se

comentó ampliamente en el capítulo anterior, los químicos estamos continuamente intentando

clasificar tanto a las sustancias como a las interacciones. Sin embargo las propiedades de éstas varían

de manera continua, por lo que muy a menudo la clasificación fracasa o se termina por crear una

nueva categoría para las sustancias o las interacciones que se resisten a caer en alguna de las

existentes.

En otros casos, como éste, en que la división entre las categorías puede darse basándonos en alguna

cantidad medible, suele ser arbitrario el valor de los límites que se le pone a esta cantidad para

separar las categorías. Este es el caso ahora, ya que todas las interacciones que hemos descrito,

tienen asociada una entalpía y recordemos que, como se discutió en el capítulo 2, la formación de

cualquier enlace es un proceso exotérmico.

A + B A-B H < 0

La entalpía de hidratación se ha determinado experimentalmente para una gran cantidad de iones. La

mayoría de los iones metálicos de los bloques s, p y d se enlazan con seis moléculas de agua cuando

se encuentran en disolución. Por esto es que la entalpía de hidratación corresponde el cambio de

energía para el siguiente proceso:

En la tabla 3.e se presentan los valores de entalpía de hidratación para un conjunto de cationes

metálicos, agrupados según su carga eléctrica y en orden creciente de tamaño. Puede verse

claramente que el proceso de hidratación es más exotérmico entre más grande sea la carga de un ion

y más pequeño sea su tamaño.

Tabla 3.e Valores de entalpía de hidratación para diversos cationes.

M+ Hhidr (kJ/mol) M+2 Hhidr (kJ/mol) M+3 Hhidr (kJ/mol)

Na+ -405 Mg2+ -1922 Al3+ -4660

K+ -321 Ca2+ -1592 Cr3+ -4402

Rb+ -296 Sr2+ -1445 Fe3+ -4376

Cs+ -263 Ba2+ -1304 In3+ -4109

Una aplicación: La expulsión salina

Muchas sustancias polares son solubles en agua gracias a las interacciones dipolo-dipolo que sus

moléculas establecen con ella. Un ejemplo muy conocido es el del alcohol etílico (o etanol), que

forma parte de muchas bebidas alcohólicas en combinación con el agua. Si a una mezcla de agua con

etanol se le añade una cantidad suficiente de sal común (cloruro de sodio), el alcohol y el agua se

pueden separar formando dos fases. Se sabe que los alquimistas descubrieron esto, ya que existen

textos del siglo XII donde describen como añadiéndole sal al vino, podían obtener “un agua

inflamable”. En la actualidad a este procedimiento de le conoce como “expulsión salina” (salting

out) y se utiliza con frecuencia como método de separación.

Preguntas y Ejercicios

1. En cada una de los incisos siguientes se presenta una pareja de sustancias, de las cuales una es

gaseosa a temperatura ambiente, y la otra no. En cada pareja, señala cuál es la sustancia gaseosa y

explica a qué se debe la diferencia

a. CO2 COCl2

b. CCl4 CF4

c. Cl2 Br2

d. CH3- O -CH3 CH3-CH2-OH

e. CH2Cl2 CH4

f. ClF NaF

g. CS2 CO2

h. N2O3 As2O3

2.- Relacionar las siguientes columnas, asociando los hechos de la izquierda con el tipo de

interacción que los gobierna

La sal se disuelve en agua

Interacción dipolo instantáneo - dipolo

inducido

El etanol y el agua son miscibles

Interacción ión-ión

El Br2 es un líquido

Enlace covalente

El Br2 es una molécula diatómica

Interacción ión- dipolo inducido

El NaCl tiene una alta temperatura de fusión

Puente de hidrógeno

La acetona y el éter son miscibles

Interacción dipolo-dipolo inducido

Al mezclar I2 con I- se forma I3-

Interacción dipolo-dipolo

El I2 se disuelve un poco en agua

Interacción ión-dipolo

3. El octano, que es un hidrocarburo contenido en las gasolinas, flota sobre el agua porque es menos

denso que ésta. Explica, mediante fuerzas intermoleculares, esta diferencia en la densidad de estas

dos sustancias.

4. Al agregar sal a un refresco con gas, éste se sale. ¿Por qué?¿Qué tipo de interacción existe entre el

gas (CO2) y el agua del refresco, y cuál es la que existe entre la sal (NaCl) y el agua?

5. Antiguamente los tanques oxígeno para buceo se diluían con nitrógeno (N2), pero hace tiempo que

se utiliza helio para este fin ya que el nitrógeno se disuelve considerablemente en la sangre a

presiones elevadas, y al salir a la superficie, forma burbujas que pueden causar hasta la muerte del

buceador. Con base en las interacciones químicas débiles, explica por qué el helio se disuelve menos

en la sangre que el nitrógeno.