Química I Preparatoria
negativo de otra. De lo anterior podemos deducir que estas dependen de la distancia( aproximadamente el triple con respecto a la ión-ión) y de la orientación de los momentos dipolares de ambas moléculas.
En los líquidos, las moléculas dipolares se mueven libremente. Algunas veces tendrán una orientación en que se atraen y otras en que se repelen. Dos moléculas que se atraen pasan más tiempo cerca una de la otra que dos que se repelen entre sí.
De esta forma, el efecto general es una atracción neta. Al examinar varios líquidos se observa que para las moléculas de masa y tamaño semejante, las energías de las atracciones intermoleculares aumentan cuando la polaridad aumenta. Los puntos de ebullición crecen cuando el momento dipolar se incrementa.
Fuerzas de van der Waals
Las fuerzas de atracción intermoleculares que se presentan en compuestos no polares se denominan fuerzas de Van Der Waals, en honor de Johannes Diderik Van Der Waals, quien desarrolló la ecuación para predecir la desviación de los gases del comportamiento ideal.
Estas fuerzas de van der waals las podemos dividir para su estudio en fuerzas de Keesom, Debye y London, donde la diferencia en cada una de ellas será la presencia de momentos dipolares permanentes, temporales o inducidos.
Fuerzas de London: se basan en la presencia de dipolos temporales. En la molécula no polar del hidrógeno( H2) la distribución de la nube electrónica del enlace es homogénea. Sin embargo, esta homogeneidad es temporal, ya que los electrones no están quietos en un lugar determinado y, además, los núcleos tienen movimiento vibratorio, este es un ejemplo de moléculas que interaccionan mediante momentos dipolares temporales.
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