Fuerzas intermoleculares

Fecha de publicación

diciembre, 2025

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CN.Q.5.1.11. Establecer y diferenciar las fuerzas intermoleculares partiendo de la descripción del puente de hidrógeno, fuerzas de London y de Van der Walls, y dipolo-dipolo

Cuando observamos una gota de agua adherirse al vidrio, un insecto caminar sobre su superficie o un gas expandirse y llenar por completo un recipiente, solemos describir estos fenómenos sin pensar en las fuerzas invisibles que los gobiernan. Sin embargo, a escala molecular, nada ocurre al azar. Existen fuerzas de atracción entre moléculas que, aunque mucho más débiles que los enlaces químicos, determinan propiedades esenciales de la materia, como el estado físico, la solubilidad y la temperatura de ebullición. ¿Por qué algunas sustancias se mantienen unidas sin compartir electrones? ¿Cómo es posible que moléculas neutras se atraigan entre sí? Comprender las fuerzas intermoleculares implica aceptar que la estabilidad de la materia no depende solo de enlaces fuertes, sino también de interacciones sutiles que actúan de manera colectiva y constante.

Para que las moléculas se mantengan unidas cuando forman un cuerpo sólido o líquido, se requiere que entre ellas existan fuerzas de atracción. Las fuerzas de atracción entre las moléculas o fuerzas intermoleculares se clasifican en función del origen electrostático que produce la fuerza, es decir, si la atracción se produce por presencia de iones o por presencia de dipolos.

Fuerzas de atracción intermoleculares

Atracción ion-ion

La fuerza de atracción entre moléculas iónicas es muy fuerte, las cargas positivas atraen enérgicamente las cargas negativas; es por este motivo que los compuestos iónicos son sólidos.

Atracción ion-dipolo

Fuerza de menor magnitud, pero muy importante a la hora de preparar soluciones electrolíticas.

Fuerzas de Van der Walls

Se clasifican en tres:

Atracción dipolo-dipolo

Se presenta entre moléculas polares y se produce entre el extremo positivo de una molécula y el extremo negativo de otra. Por ejemplo, en una muestra de H2S, el extremo hidrógeno positivo de una molécula atrae el azufre negativo de otra molécula.

La atracción se debe a que el hidrógeno es atraído por los otros tres elementos que son altamente electronegativos. Los puentes de hidrógeno son sumamente importantes en la formación de macromoléculas como las proteínas y el ADN.

Atracción dipolo-dipolo inducido

Se produce cuando una molécula polar induce un dipolo instantáneo en una molécula apolar próxima, originando una atracción electrostática entre ambas moléculas. Un ejemplo es la disolución de algunas sustancia apolares como el cloro (Cl2) y el yodo (I2) en disolventes polares, como el agua.

Atracción con fuerzas de dispersión o de London

Se produce en las moléculas apolares debido a la formación de dipolos instantáneos que se generan por fluctuaciones en la ubicación de los electrones dentro de las moléculas. Estas fuerzas son muy débiles, pero permiten licuar los gases y dan lugar al estado líquido y sólido de moléculas apolares como el Br2 y el I 2, respectivamente.

Mientras más débiles sean las fuerzas de atracción intermoleculares los cuerpos tenderán a ser gases, líquidos que se evaporan con facilidad o sólidos poco compactos.

El estudio de las fuerzas intermoleculares revela que la materia se organiza en función de interacciones que responden a la estructura electrónica, la polaridad y la distribución de cargas en los átomos y moléculas. El puente de hidrógeno, las fuerzas dipolo-dipolo y las fuerzas de London muestran que incluso diferencias mínimas en la electronegatividad o en la movilidad de los electrones pueden generar efectos macroscópicos observables. Estas fuerzas explican por qué los átomos y las moléculas no solo se unen mediante enlaces químicos, sino que también se relacionan dinámicamente según su capacidad de ceder o atraer electrones. Reconocer este entramado de interacciones amplía la comprensión de la materia y sienta las bases para interpretar procesos biológicos, químicos y tecnológicos. En ciencia, cada fuerza descrita no cierra el conocimiento, sino que abre nuevas conexiones para entender cómo lo microscópico da forma al mundo que percibimos.

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