2. Interacciones / Fuerzas
Intermoleculares
Fuerzas de atracción que hacen que las moléculas se asocien
en los sólidos y líquidos:
 Interacciones dipolo-dipolo de las moléculas polares.
 Fuerzas de Van der Waals: dipolo–dipolo inducido y las
fuerzas de London
 «Enlaces por puentes de hidrógeno» que unen a aquellas
moléculas que tienen grupos como -OH o - NH.

3. Interacciones / Fuerzas
Intermoleculares
 Fuerzas dipolo-dipolo
Generalmente son fuerzas intermoleculares de atracción,
formándose por la atracción de los extremos positivo y
negativo de los dipolos de moléculas polares.
Las moléculas polares están orientadas predominantemente
de tal forma que el polo positivo de una molécula se aproxima
al polo negativo de otra. Ésta es la disposición de más baja
energía y la fuerza resultante total es de atracción. Esta
atracción puede desaparecer cuando el líquido se evapora.
Por ello, los calores de vaporización son grandes y los puntos
de ebullición altos en los compuestos muy polares. Ejemplo:
CH3Cl

4. Fuerzas dipolo-dipolo
Ejemplo: CH3Cl

5. Van der Waals
Dipolo – Dipolo inducido
Se induce un pequeño momento dipolar temporal cuando
una molécula se aproxima a otra molécula en la que los
electrones están ligeramente desplazados de una disposición
simétrica. Al aproximarse las moléculas, los electrones se
desplazan ligeramente, dando lugar a una interacción dipolo-
dipolo de atracción. Estos dipolos temporales duran sólo una
fracción de segundo y cambian constantemente.
Se dice que el dipolo del átomo (o molécula no polar) es un
dipolo inducido porque la separación de sus cargas
positiva y negativa se debe a la proximidad de un
ion o una molécula polar.

6. Dipolo – Dipolo
inducido
La hidratación, es un ejemplo de
interacción ion-dipolo.

7. Fuerzas de Van der Waals
Fuerzas de London
 El tetracloruro de carbono CCl4 tiene un área de superficie
molecular mayor que el del cloroformo, CH3Cl (un átomo de
cloro es más grande que un átomo de hidrógeno), por lo que las
atracciones intermoleculares de Van der Waals entre las
moléculas de tetracloruro de carbono son más fuertes que las
que hay entre las moléculas de cloroformo CH3Cl.
 Se pueden ver los efectos de las fuerzas de London en la
variación de los valores de los puntos de ebullición de los
hidrocarburos saturados. Si se comparan los puntos de
ebullición de varios isómeros diferentes, los isómeros con áreas
superficiales mayores (y con mayor posibilidad de sufrir
atracción por fuerzas de London) tienen puntos de ebullición
más altos.

8. Interacciones / Fuerzas
Intermoleculares
¿Cómo influyen las fuerzas de London?

9. Enlace Puente de Hidrógeno
Es un tipo particular de atracción intermolecular fuerte.
Es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo entre el
átomo de hidrógeno de un enlace polar, como N-H, O-H o
P-H, y un átomo electronegativo de O, N o F. Esta
interacción se escribe como:
A-H ····B o A-H ··· A
A y B representan O, N o F; A-H es una molécula o parte de una molécula, y
B es parte de otra molécula.
Los puentes de hidrógeno tienen un fuerte efecto en la
estructura y propiedades de muchos compuestos.
Interacciones / Fuerzas Intermoleculares

10. Representación del Enlace Puente
de Hidrógeno. Ejemplos

11. Interacciones / Fuerzas Intermoleculares
Enlace Puente de Hidrógeno
La fuerza de un puente de hidrógeno es determinada por
la interacción coulómbica entre el par libre de electrones
del átomo electronegativo y el núcleo de hidrógeno.

12. Para verificar lo aprendido…
1.- Predigan qué tipo de enlaces se establecerán entre las
moléculas de:
 H2O
 H2O y HCl
 H2O y NaCl
2.- ¿Cuáles de las siguientes especies pueden formar puentes de
hidrógeno con el agua?
 CH3OCH3, CH4, F-, HCOOH, Na+.