van der waals
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EEE SSS TTT RRR UUU CCC TTT UUU RRR AAA MMM OOO LLL EEE CCC UUU LLL AAA RRR YYYPPP UUU NNN TTT OOO SSS DDD EEE EEE BBB UUU LLL LLL III CCC III ÓÓÓ NNN
Las moléculas de los hidrocarburos se atraen unas a otras
gracias a la existencia de fuerzas de van der Waals, de
naturaleza eléctrostática, originadas por los dipolos inducidos
que existen transitoriamente sobre la nube electrónica que
envuelve a una molécula.
El número de estos pequeños dipolos transitorios depende
de la superficie expuesta de la molécula, esto es, de su nube de
electrones, que es la que le da forma. Si la superficie es mayor,
entonces habrá un mayor número de dipolos transitorios que
estarán generándose (y desapareciendo); así, las atracciones
transitorias dipolo inducido-dipolo inducido entre una molécula y
otra serán más numerosas si superficialmente son prominentes,
dando oportunidad a que ambas interaccionen más fuertemente
entre sí. Al permanecer en contacto todas las moléculas podrán
contituir, en conjunto, alguna de las fases condensadas (líquida o
sólida). Como cabe esperar, este tipo de interacciones tiene lugar
predominantemente sobre las zonas de la molécula donde la
densidad electrónica es homogénea (zonas en color verde o
amarillo de los mapas de potencial electrostático).
Para pasar a la fase vapor de un líquido, se puede
proporcionar energía térmica a sus moléculas. Ello origina
vibraciones, golpeteos y sacudidas en todas ellas que terminan
Estructura molecular y puntos de ebullición 2/5
por separarlas a pesar de la existencia de las fuerzas de van der
Waals. Cuando las moléculas ante tal ingreso de energía se
separan completamente unas a otras, el líquido entra en
ebullición transformándose en vapor, en donde permanerán
libres y aisladas (si bien en algunos casos se presenta una
ascociación de dos o más moléculas).
Se pueden hacer comparaciones cualitativas entre
diferentes moléculas para, a partir de su forma, establecer si una
u otra cuentan con mayor o menor punto de ebullición.
Analicemos, en primer lugar, lo que acontece con las moleculas
hidrocarbonadas.
Conforme la molécula de este tipo de sustancias crece
linealmente, merced a un mayor número de carbonos,
observamos que su punto de ebullición aumenta, como se ve en la
tabla que sigue a estas líneas. Resulta claro, a juzgar
simplemente por la forma que los modelos de esferas rellenas
indican que poseen estas moléculas, que conforme éstas crecen lo
hace también su superficie expuesta, por lo que el número de
posibilidades para poder unirse unas con otras mediante fuerzas
de van der Waals se incrementa también. Esto ocasiona
consecuentemente que deba de suministrársele mayor energía
térmica a las cadenas moleculares más largas para vencer un
mayor número de estas fuerzas atractivas para lograr separarlas,
y como resultado de lo anterior el punto de ebullición aumenta.
Estructura molecular y puntos de ebullición 3/5
MoléculaEstructura
tridimensionalP. Eb.
Metano CH4 -160 ºC
Etano CH3CH3 - 89 ºC
Propano CH3CH2CH3 - 42 ºC
Butano CH3 CH2 CH2CH3 0 ºC
Pentano CH3 CH2 CH2 CH2CH3 36 ºC
Si se comparan moléculas con igual número de carbonos,
aquéllas con el mayor número de ramificaciones poseerán el
menor punto de ebullición debido a que, como se puede ver otra
vez en los modelos de esfera rellena que se encuentran en la
siguient tabla, las ramificaciones le van confiriendo una forma
esférica a la estructura. Las estructuras de forma esférica son las
que poseen menor superficie expuesta en relación al mismo
número de carbonos, y por ello tendrán menor oportunidad de
interaccionar a través de fuerzas de van der Waals.
Estructura molecular y puntos de ebullición 4/5
MoléculaEstructura
tridimensionalP. Eb.
Pentano CH3 CH2 CH2 CH2CH3 36 ºC
Isopentano CH4 28 ºC
Neopentano CH3CH3 10 ºC
Las moléculas que poseen sustituyentes voluminosos
también ebullen a temperaturas mayores, y un ejemplo de ello lo
constituyen los halógenos. Estos elementos, F, Cl, Br e I, poseen
un número atómico cada vez mayor (9, 17, 35 y 53,
respectivamente), lo que los va haciendo cada vez más
voluminosos al poseer un número de electrones cada vez mayor.
Si la comparación se hace manteniendo una cadena
hidrocarbonada similar, podemos observar claramente que los
mayores puntos de ebullición se observan en las estructuras en
las que el halógeno más voluminoso es el que se halla presente.
Obsérvese lo anterior en la siguiente tabla.
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MoléculaEstructura
tridimensionalP. Eb.
Fluorometano CH3F - 78 ºC
Clorometano CH3Cl - 24 ºC
Bromometano CH3Br 3 ºC
Yodometano CH3I 42 ºC
Y lo mismo ocurre cuando una molécula se va rodeando de
un número mayor de estos átomos. Tomaremos como ejemplo lo
que ocurre con los derivados clorados del metano a medida que
sus hidrógenos van siendo reemplazados por átomos de cloro,
como se ve en la última tabla.
A las atraciones dipolo inducido-dipolo inducido se les
conoce también como fuerzas de dispersión de London. Sin
embargo, el que los derivados halogenados posean un mayor
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punto de ebullición es consecuencia de otro fenómeno de
distorsión electrónica, también clasificado como fuerza de van der
Waals; a ésta se le conoce como uniones dipolo-dipolo. A
diferencia de las anteriormente descritas, aquí quienes interaccio
MoléculaEstructura
tridimensionalP. Eb.
Clorometano CH3Cl - 24 ºC
Cloruro demetileno
CH2Cl2 40 ºC
Cloroformo CHCl3 61 ºC
Tetracloruro decarbono
CCl4 77 ºC
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nan son dipolos que sí son permanentes, como los existentes en
los enlaces C-halógeno donde los electrones están polarizados
hacia este último. Como cabe esperar, esta interacción da lugar a
uniones más intensas y a mayores dificultades para separar la
moléculas, con puntos de ebullición más elevados.
Para finalizar, debe insistirse en dos puntos: la ebullición de
una sustancia está relacionada también con la energía cinética
que poseen sus moléculas, y ésta a su vez con su masa.
Ciertamente, las moléculas con átomos de mayor peso atómico
encontrarán mayores dificultades para hervir que una con
átomos constituyentes más ligeros, no obstante, esto influye de
manera paralela con las fuerzas de van der Waals, porque los
átomos más pesados resultan ser los más grandes. La otra parte
de la historia es que las fuerzas de van der Waals son fácilmente
rebasadas por otro tipo de fuerzas con mayor fortaleza: los
enlaces -o puentes- de hidrógeno, por lo que si éstos se hallan
presentes en la estructura, serán las que dicten la interacción
que habrá que vencer para lograr que las moléculas se separen y
entren en ebullición.
JOHANNES DIDERIK VAN DER WAALS. Nació el 23 de noviembre de1837 en Leyden, Holanda. En 1873 obtuvo se doctorado con unatesis en la que propuso su celebérrima ecuación de estado. Elcalibre de este trabajo llevó a personalidades de la talla de J. C.Maxwell, el padre de la teoría electromagnética, a anticipar que,además de que su nombre habría de ser uno de los másprominentes en la historia de la ciencia, “no cabía ninguna duda deque más de uno estaría interesado en aprender holandés”, ya quevan der Waals publicó su tesis en su idioma materno. En 1910 sulabor científica le harían obtener el Premio Nóbel de física. Fallecióel 8 de marzo de 1923 en Ámsterdam.
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