Las moléculas suelen estar formadas por un pequeño número de átomos unidos por enlace covalente, el cual no se rompe cuando se producen cambios de estado. (Existen macromoléculas covalentes como el diamante formadas, por un gran número de átomos de carbono unidas por enlace covalente). Deben existir otras fuerzas que actúen entre las moléculas y que sean las responsables de que los compuestos covalentes se puedan licuar y solidificar, ya que si las moléculas fueran totalmente independientes unas de otras serían gases.
mayor o menor grado entre las moléculas iguales o entre moléculas diferentes, las fuerzas intermoleculares de Van der Waals y el enlace de hidrógeno.
2.2.5.1 Fuerzas intermoleculares de Van der Waals.
Dentro de este apartado se incluyen las: Fuerzas de orientación, fuerzas de dispersión, fuerzas de dipolo-dipolo inducido y fuerzas de ion-dipolo.
Las dos primeras, orientación y dispersión, actúan entre moléculas iguales (serán las responsables de los cambios de estado) y las dos segundas, dipolo-dipolo inducido e ion-dipolo, actuarán entre especies diferentes.
2.2.5.2 Fuerzas intermoleculares de orientación.
Este tipo de interacción se dará entre moléculas que posean unos momentos dipolares permanentes, el dipolo de una molécula se orientará con respecto al de la vecina de modo que la carga positiva del dipolo se orientará hacia la negativa del dipolo vecino y como consecuencia se producirá una atracción electrostática entre ambas. Esa atracción será débil porque las cargas de los dipolos son pequeñas, pero si disminuimos la distancia entre las moléculas (se aplica presión) y se disminuye la temperatura (se favorece la orientación de los dipolos) esas fuerzas, sumadas a otras, pueden ser lo suficientemente fuertes para hacer que sustancias gaseosas pasen a estado liquido e incluso, sólido.
2.2.5.3 Fuerzas intermoleculares de dispersión
Cuando se trata de moléculas en las que no existe momento dipolar permanente, éstas no pueden ser las responsables de las interacciones intermoleculares; por ejemplo, en el caso de los gases nobles que son monoatómicas, en esos casos se considera que aún a temperaturas muy bajas las moléculas poseen cierta energía que produce un desplazamiento (vibración) de los electrones de sus posiciones con lo que ya no coincide con el centro de las cargas positivas y se ha creado un dipolo muy pequeño y temporal. Como el desplazamiento puede producirse en cualquier dirección y sentido, el número de dipolos instantáneos que se produce y la suma de todos ellos será cero. Pero en determinadas circunstancias pueden orientarse esos dipolos temporales y en lugar de anularse se atraen. Estas fuerzas intermoleculares dependerán del número de electrones que tengan los átomos de la molécula (a mayor número de electrones mayor puede ser el dipolo formado), es decir, de la masa, ya que a mayor masa habrá más electrones, y del tamaño, cuanto más larga sea la molécula a igualdad de masa, más fuerte serán las fuerzas intermoleculares. Por ejemplo el n-pentano tiene mayor punto de fusión y de ebullición que el 2.2 dimetilpropano.
además la molécula es polar habrá fuerzas de orientación pero con menor grado de participación.
2.2.5.4 Fuerzas dipolo-dipolo inducido
Este tipo de interacción se da cuando una molécula polar como el agua se pone en contacto con una molécula apolar como el oxigeno. La molécula polar induce un pequeño dipolo en la molécula no polar y entre el dipolo permanente (de la molécula polar) y el dipolo inducido (de la molécula apolar) se establece una pequeña atracción. Este tipo de interacción es responsable de que moléculas apolares como el oxigeno sean algo solubles en agua y permitan la vida en su seno. Este tipo de interacción no se da entre moléculas iguales.
2.2.5.5 Fuerzas ion-dipolo
Cuando un ion como el Na+ se pone en el seno de una sustancia polar como el agua, el dipolo del agua se sitúa de forma que la parte negativa del dipolo se orienta hacia el ion Na+, produciéndose una atracción entre cargas de distinto signo. La atracción del sodio no se limita a una sola molécula de agua sino que atraerá moléculas en todas las direcciones y la energía desprendida será por lo tanto, mayor.
Estas fuerzas son las responsables de que los compuestos con enlace iónico se puedan disolver en agua. Cuando se pone cloruro de sodio en agua, tanto los iones sodio como los iones cloruro se rodearán de moléculas de agua, se solvatan, y cuando la energía desprendida en esas interacciones es mayor que la energía reticular, la red se rompe y el compuesto iónico se ha disuelto. Cuanta más energía de red tenga un determinado compuesto menos soluble será.
2.2.5.6 Enlace de hidrógeno
Cuando en una molécula el hidrógeno se encuentra unido a un elemento muy electronegativo que tenga un par de electrones sin compartir, como por ejemplo flúor, en ese caso el flúor atrae tanto al par de electrones que el hidrógeno casi queda desnudo (queda el núcleo). El núcleo del hidrógeno es tan pequeño que atraerá hacia si al par de electrones no compartidos de un átomo de una molécula vecina.
Por ejemplo: Hδ+–Fδ-··· Hδ+–Fδ-
Este enlace es más fuerte que los enlaces intermoleculares de dispersión y de orientación.
respecto al resto de los hidruros del grupo.
La condición para que se dé enlace de hidrógeno es que exista hidrógeno y que éste se encuentre unido a un elemento con electronegatividad alta y que posea un par de electrones sin compartir. Los elementos que tienen mayor electronegatividad son F, O, N y, a veces, también se da este enlace con Cl o S.
El enlace de hidrógeno más fuerte se presentará cuando el hidrógeno está unido al flúor, HF, y, sin embargo, el agua tiene el punto de fusión más alto que el HF, lo que es debido a que el oxigeno de una molécula de agua puede formar cuatro enlaces de hidrógeno, dos a través de su oxigeno con dos hidrógenos de dos moléculas vecinas y otros dos a través de sus hidrógenos con los oxígenos de otras dos moléculas vecinas. El flúor sólo puede formar dos enlaces de hidrógeno con dos moléculas vecinas (fig. 2.2.16).
O
H
H
O
H
H
H
O
H
O
H
H
H
O
H
Figura 2.2.16Estos enlaces de hidrógeno son también los responsables de que hielo tenga menor densidad que el agua, ya que en el hielo, cada oxigeno se encuentra unido a cuatro hidrógenos, dos mediante enlace covalente y dos de hidrógeno que da lugar a una estructura poco compacta, es decir con un gran volumen y por lo tanto menor densidad.
Este enlace se da también entre moléculas diferentes, por ejemplo etanol y agua, que reúnan los requisitos para formar enlaces de hidrógeno, estas dos sustancias son miscibles porque se establecen enlaces de hidrógeno entre las moléculas de agua y las moléculas de etanol.