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Fuerzas dipolo-dipolo

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Fuerzas dipolo-dipolo

 

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Cuando dos moléculas covalentes polares se acercan entre sí, el átomo que actúa como polo positivo de una de estas moléculas atrae al átomo que actúa como polo negativo de la otra. La fuerza de atracción entre estos dos dipolos es mayor cuanto más grande es la polarización de las dos moléculas, es decir cuanto más grande es la diferencia de electronegatividad entre los átomos que componen a cada dipolo. Estas interacciones entre enlaces covalentes polares se denominan fuerzas dipolo-dipolo o interacciones dipolo-dipolo.

Un ejemplo de interacción dipolo-dipolo es el de las moléculas de Bromuro de Hidrógeno (HBr) en las que el átomo de Bromo es más electronegativo, por lo que se comporta como polo negativo del enlace H-Br, mientras que el átomo de Hidrógeno al ser menos electronegativo se comporta como polo positivo. De esta manera, el Bromo de una molécula atraerá al Hidrógeno de la otra.

Otro ejemplo es el de la imagen que se muestra arriba. Las moléculas de acetona (C3H6O) están compuestas por varios átomos enlazados a través de enlaces covalentes. Uno de estos enlaces covalentes de la molécula de acetona está formado por un átomo de Carbono (C) y uno de Oxígeno (O). Se trata de un enlace doble que presenta polaridad eléctrica debido a la diferencia de electronegatividad entre el O y el C (3,5 del O - 2,5 del C = 1,0). Estos dipolos en los que el C se comporta como polo ligeramente positivo y el O como polo ligeramente negativo generan una fuerza electrostática lo suficientemente intensa como para provocar la atracción entre moléculas de acetona. Estas fuerzas de atracción son bastante fuertes y mantienen a la acetona en estado líquido a temperatura ambiente. Su punto de ebullición es de alrededor de 56 ºC, ya que se requiere una cantidad considerable de energía térmica para superar a las fuerzas de atracción dipolo-dipolo que mantienen a las moléculas cercanas entre sí.

No obstante, las fuerzas de atracción dipolo-dipolo son de menor intensidad que las fuerzas de atracción intermolecular de tipo puente de hidrógeno. Los puentes de hidrógeno son los responsables de mantener unidas -o sea en estado líquido- a las moléculas de agua a temperatura ambiente e incluso hasta los 100 ºC, que es su punto de ebullición. Es por eso que se requiere más energía térmica para romper a los enlaces entre moléculas de agua que entre moléculas de acetona, lo que se traduce en una mayor temperatura de ebullición para el agua.

  
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Fuentes de información:

  • The Basics of Chemistry ("Intermolecular forces and the solid and liquid states", páginas 89 y 90). Autor: Richard Leroy Myers. Publicado por Greenwood Press (año 2003). ISBN: 0-313-31664-3 (en inglés)
  • Introduction to General, Organic and Biochemistry. Ninth Edition (Capítulo 5.7: "What types of attractive forces exist between molecules? - B. Dipole Dipole Interactions", páginas 154 y 155). Autores: Frederick A. Bettelheim, William H. Brown, Mary K. Campbell, Shawn O. Farrell. Publicado por Brooks/Cole Cengage Learning (año 2010). ISBN-13: 978-0-495-39112-8 (en inglés)
  • Chemistry: Structure and Dynamics ("Capítulo 8.2: Intermolecular forces - Dipole dipole forces", páginas 316 y 317). Autores: James N. Spencer, George M. Bodner, Lyman H. Rickard. Publicado por John Wiley & Sons (año 2012). ISBN-13: 978-0-470-587119 (en inglés)
  • Chemical Ideas, Volumen4 ("Capítulo 5.3: Forces between molecules: temporary and permanent dipoles - Dipole dipole interactions". páginas 100 y 101). Autor: George Burton. Publicado por: Heinemann Educational Publishers (año 2000) ISBN-10: 0-435631-209 (en inglés)
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