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FACULTAD: Agropecuaria y nutrición
ESPECIALIDAD: Nutrición humana
CURSO: Química General
PROFESORA: Lic. Doris Orozco Rojas
CICLO: I
SECCION: N-1
ALUMNA: Barrantes Tagle Angela Azucena
CODIGO: 20151045
2015
Generalidades de los enlaces químicos
Los enlaces químicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos.Cuando los átomos se enlazan entre si, ceden, aceptan o comparten electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de que forma se unirá un átomo con otro y las características del enlace.
Un enlace químico corresponde a la fuerza que une o enlaza a dos átomos, sean estos iguales o distintos. Los enlaces se pueden clasificar en tres grupos principales: enlaces iónicos, enlaces covalentes y enlaces dativos. Los enlaces se producen como resultado de los movimientos de los electrones de los átomos, sin importar el tipo de enlace que se forme. Pero no cualquier electrón, puede formar un enlace, sino solamente los electrones del último nivel energético (más externo). A estos se les llama electrones de valencia. En este capítulo analizaremos las características de cada tipo de enlace, como también veremos diferentes maneras de representarlos en el papel. Partiremos definiendo lo que es un enlace iónico.
¿Por qué se unen los átomos?
Los átomos se unen porque, al estar unidos, adquieren una situación más estable que cuando estaban separados.Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles.Los gases nobles tienen muy poca tendencia a formar compuestos y suelen encontrarse en la naturaleza como átomos aislados. Sus átomos, a excepción del helio, tienen 8 electrones en su último nivel. Esta configuración electrónica es extremadamente estable y a ella deben su poca reactividad.Podemos explicar la unión de los átomos para formar enlaces porque con ella consiguen que su último nivel tenga 8 electrones, la misma configuración electrónica que los átomos de los gases nobles. Este principio recibe el nombre de regla del octeto y aunque no es general para todos los átomos, es útil en muchos casos.
Distintos tipos de enlaces
Las propiedades de las sustancias dependen en gran medida de la naturaleza de los enlaces que unen sus átomos.Existen tres tipos principales de enlaces químicos: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. Estos enlaces, al condicionar las propiedades de las sustancias que los presentan, permiten clasificarlas en: iónicas, covalentes y metálicas o metales.
Enlace iónico
Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla periódica -períodos 1, 2 y 3) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -especialmente los períodos 16 y 17).En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose en iones positivos y negativos, respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos.Ejemplo: La sal común se forma cuando los átomos del gas cloro se ponen en contacto con los átomos del metal sodio. En la siguiente simulación interactiva están representados los átomos de sodio y cloro con solo sus capas externas de electrones. Aproxima un átomo a otro con el ratón y observa lo que ocurre:
Enlace iónico.
En este apartado vamos a tratar todo lo relacionado con los enlaces iónicos que establecen los iones entre ellos. La unión se da entre un metal y un no metal y entre diferenciales negativos y positivos. Como ejemplo podemos ver la unión entre el Na y el Cl formando el cloruro sódico (Véase en la página de unidades estructurales de las sustancias ).En química, el enlace iónico es la unión que resulta de la presencia de fuerzas de atracción electroestática entre los iones de distinto signo. Se da cuando uno de los
átomos capta electrones del otro.El metal dona o cede uno o más electrones formando un Ion con carga positiva o cationes, con configuración electrónica estable. Estos electrones luego ingresan en el no metal, originando un Ion cargado negativamente o anión, que también tiene configuración electrónica estable. La atracción electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se unan y formen un enlace.Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por iones de carga opuesta unidos por fuerzas electrostáticas. Este tipo de atracción determina las propiedades observadas. Si la atracción electrostática es fuerte, se forman sólidos cristalinos de elevado punto de fusióne insolubles en agua; si la atracción es menor, como en el caso del NaCl, el punto de fusión también es menor y, en general, son solubles en agua en insolubles en líquidos apolares como el benceno.
CICLO DE BORN-HABER
Ciclo de Born-Haber para el ClNaCl
El ciclo de Born–Haber comprende la formación de un compuesto iónico desde la reacción de un metal (normalmente un elemento del grupo 1 o 2) con un no metal (como gases halógenos, oxígeno u otros). Los ciclos de Born–Haber se usan principalmente como medio para calcular la energía reticular, que no puede ser determinada experimentalmente.Con el ciclo de Born–Haber se calcula la energía reticular comparando la entalpía del compuesto iónico (según los elementos) con la entalpía necesaria para hacer iones gaseosos a partir de los elementos. Esta es una aplicación de la Ley de Hess.
Generalidades de los enlaces químicos
Los enlaces químicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos.
Cuando los átomos se enlazan entre si, ceden, aceptan o comparten electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de que forma se unirá un átomo con otro y las características del enlace.
Un enlace químico corresponde a la fuerza que une o enlaza a dos átomos, sean estos iguales o distintos. Los enlaces se pueden clasificar en tres grupos principales: enlaces iónicos, enlaces covalentes y enlaces dativos. Los enlaces se producen como resultado de los movimientos de los electrones de los átomos, sin importar el tipo de enlace que se forme. Pero no cualquier electrón, puede formar un enlace, sino solamente los electrones del último nivel energético (más externo). A estos se les llama electrones de valencia. En este capítulo analizaremos las características de cada tipo de enlace, como también veremos diferentes maneras de representarlos en el papel. Partiremos definiendo lo que es un enlace iónico.
¿Por qué se unen los átomos?
Los átomos se unen porque, al estar unidos, adquieren una situación más estable que cuando estaban separados.Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles.Los gases nobles tienen muy poca tendencia a formar compuestos y suelen encontrarse en la naturaleza como átomos aislados. Sus átomos, a excepción del helio, tienen 8 electrones en su último nivel. Esta configuración electrónica es extremadamente estable y a ella deben su poca reactividad.Podemos explicar la unión de los átomos para formar enlaces porque con ella consiguen que su último nivel tenga 8 electrones, la misma configuración electrónica que los átomos de los gases nobles. Este principio recibe el nombre de regla del octeto y aunque no es general para todos los átomos, es útil en muchos casos.
Distintos tipos de enlaces
Las propiedades de las sustancias dependen en gran medida de la naturaleza de los enlaces que unen sus átomos.Existen tres tipos principales de enlaces químicos: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. Estos enlaces, al condicionar las propiedades de las sustancias que los presentan, permiten clasificarlas en: iónicas, covalentes y metálicas o metales.
Características
Algunas características de este tipo de enlace son:
Ruptura de núcleo masivo.
Sus enlaces son muy fuertes
Son sólidos a temperatura ambiente y poseen una estructura cristalina en el
sistema.
Altos puntos de fusión (entre 300 °C y 1000 °C) y ebullición
Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II y
los no metales de los grupos VI y VII.
Son solubles en agua y otras disoluciones acuosas debido al dipolo eléctrico que
presentan las moléculas de agua; capaces de destruir la red.
Una vez en solución acuosa son excelentes conductores de electricidad, ya que
entonces los iones quedan libres.
En estado sólido no conducen la electricidad, ya que los iones ocupan posiciones
muy fijas en la red. Si utilizamos un bloque de sal como parte de un circuito en
lugar del cable, el circuito no funcionará. Así tampoco funcionará una bombilla si
utilizamos como parte de un circuito un cubo de agua, pero si disolvemos sal en
abundancia en dicho cubo, la bombilla del circuito se encenderá. Esto se debe a que
los iones disueltos de la sal son capaces de acudir al polo opuesto (a su signo) de
la pila del circuito y por ello éste funciona.
Clasificación
Los iones se clasifican en dos tipos:
a) Anión: Es un Ion con carga eléctrica negativa, lo que significa que los átomos que lo
conforman tienen un exceso de electrones. Comúnmente los aniones están formados
por no metales, aunque hay ciertos aniones formados por metales y no metales. Los
aniones más habituales son (el número entre paréntesis indica la carga):
F- fluoruro.
Cl- cloruro.
Br- bromuro.
I- yoduro.
S 2- sulfuro.
SO42- sulfato.
NO3- nitrato.
PO43- fosfato.
ClO- hipoclorito.
ClO2- clorito.
ClO3- clorato.
ClO4- perclorato.
CO32- carbonato.
BO3 3- borato.
MnO4- permanganato.
CrO42- cromato.
Cr2O72-dicromato ((2* ácido crómico)-H2O)=H4Cr2O8 - H2O=H2Cr2O7= ácido
dicrómico)
b) Catión: es un Ion con carga eléctrica positiva. Los más comunes se forman a partir de
metales, pero hay ciertos cationes formados con no metales.
Na+ sodio.
K+ potasio.
Ca2+ calcio.
Ba2+ bario.
Mg2+ magnesio.
Al3+ aluminio.
Pb2+ plomo (II).
Zn2+ zinc (o cinc).
Fe2+ hierro (II) o ferroso.
Fe3+ hierro (III) o férrico.
Cu+ cobre (I) o cuproso (aunque en realidad, este ion es Cu2(2+)).
Cu2+ cobre (II) o cúprico.
Hg+ mercurio (I) o mercurioso (aunque en verdad, este Ion es Hg2 (2+)).
Hg2+ mercurio (II) o mercúrico.
Ag+ plata (I).
Cr3+ cromo (III).
Mn2+ manganeso (II).
Co2+ cobalto (II) o cobaltoso.
Co3+ cobalto (III) o cobáltico.
Ni2+ níquel (II) o niqueloso.
Ni3+ níquel (IIII) o niquélico.
NH4+ amonio.
Enlace covalente.
Consideraciones básicas
¿Qué es el enlace covalente?
Es el enlace que se da entre elementos de electronegatividades altas y muy parecidas, en estos casos ninguno de los átomos tiene más posibilidades que el otro de perder o ganar los electrones. La forma de cumplir la regla de octeto es mediante la comparición de electrones entre dos átomos. Cada par de electrones que se comparten es un enlace.Este tipo de enlace se produce entre elementos muy electronegativos (no metales).Los electrones que se comparten se encuentran localizados entre los átomos que los comparten.
¿Qué mantiene la unión?
La fuerza de atracción entre las cargas positivas de los núcleos y las cargas negativas de los electrones que se comparten
¿Se forman moléculas?
Tenemos moléculas como tales en el caso de las sustancias moleculares. Si los átomos que se unen con enlace covalente forman 'sólidos covalentes' o 'redes covalentes', no
tendremos moléculas como tales entidades que se puedan aislar.
Tipos de sustancias covalentes
Existen dos tipos de sustancias covalentes:
Sustancias covalentes moleculares: los enlaces covalentes forman moléculas que
tienen las siguientes propiedades:
Temperaturas de fusión y ebullición bajas.
En condiciones normales de presión y temperatura (25 °C aprox.) pueden ser
sólidos, líquidos o gaseosos
Son blandos en estado sólido.
Son aislantes de la corriente eléctrica y el calor.
Solubilidad: las moléculas polares son solubles en disolventes polares y las
apolares son solubles en disolventes apolares (lo semejante disuelve a lo semejante).
Ejemplos: dióxido de carbono, benceno, oxígeno, nitrógeno.
Redes o sustancias covalentes reticulares: Además las sustancias covalentes
forman redes cristalinas de un número indefinido de átomos, semejantes a
los compuestos iónicos, que tienen estas propiedades:
Elevadas temperaturas de fusión y ebullición.
Son sólidos en Condiciones Normales.
Son sustancias muy duras.
Son aislantes (excepto el grafito).
Son insolubles.
Ejemplos: cuarzo, diamante.
Enlace covalente polarSe forma entre átomos de diferentes elementos, y la diferencia de electronegatividad debe ser mayor que 0,4. En este enlace, los electrones son atraídos fundamentalmente por el núcleo del átomo más electronegativo, generando moléculas cuya nube electrónica presentará una zona con mayor densidad de carga negativa y otra con mayor densidad de carga positiva (dipolo).
Enlace covalente apolarSe forma entre átomos iguales o diferentes, y la diferencia de electronegatividad debe ser cero o muy pequeña (menor que 0,4) En este enlace, los electrones son atraídos por ambos núcleos con la misma intensidad, generando moléculas cuya nube electrónica es uniforme.
Distintos tipos de enlaces covalentes
Enlace simple: es un par electrónico compartido formado por un electrón
perteneciente al último nivel de energía de cada átomo y se representa con una
línea. Ejemplos: H-H, Cl-Cl
Enlace doble : Formado por dos pares electrónicos compartidos, es decir por dos
electrones pertenecientes al último nivel de energía de cada átomo y se representa
con dos líneas paralelas.Ejemplo:O=O
Enlace triple : Formado por tres pares electrónicos compartidos, es decir por tres
electrones pertenecientes al último nivel de energía de cada átomo y se representa
con tres líneas paralelas .Ejemplo: N≡N
Enlace covalente dativo: Es un par electrónico compartido por dos átomos pero
ambos electrones son aportados por el mismo átomo. Se suele representar con una
flecha .
Enlace metálico
El enlace metálico se produce cuando se combinan metales entre sí. Los átomos de los metales necesitan ceder electrones para alcanzar la configuración de un gas noble. En este caso, los metales pierden los electrones de valencia y se forma una nube de electrones entre los núcleos positivos.
El enlace metálico se debe a la atracción entre los electrones de valencia de todos los átomos y los cationes que se forman.
Este enlace se presenta en el oro, la plata, el aluminio, etc. Los electrones tienen cierta movilidad; por eso, los metales son buenos conductores de la electricidad. La nube de electrones actúa como "pegamento" entre los cationes. Por esta razón casi todos los metales son sólidos a temperatura ambiente.
Introducción:
Es el tipo de enlace que se produce cuando se combinan entre sí los elementos metálicos; es decir, elementos de electronegatividades bajas y que se diferencien poco.
Los metales forman unas redes metálicas compactas; es decir, con elevado índice de coordinación, por lo que suelen tener altas densidades. Las redes suelen ser hexagonales y cúbicas.
Hay dos modelos que explican la formación del enlace metálico. El modelo de la nube de electrones y la teoría de bandas.
Modelo de la nube de electrones:
Según este modelo, los átomos metálicos ceden sus electrones de valencia a una "nube electrónica" que comprende todos los átomos del metal. Así pues, el enlace metálico resulta de las atracciones electrostáticas entre los restos positivos y los electrones móviles que pertenecen en su conjunto a la red metálica.
En el enlace metálico, los electrones no pertenecen a ningún átomo determinado. Además, es un enlace no dirigido, porque la nube electrónica es común a todos los restos atómicos que forman la red.
Hay que aclarar que los átomos cuando han cedido los electrones a la nube común, no son realmente iones, ya que los electrones quedan dentro de la red, perteneciendo a todos los "restos positivos".
Este modelo es muy simple y sirve para interpretar muchas de las propiedades de los metales; aunque tiene ciertas limitaciones, principalmente en la explicación de la diferente conductividad de algunos metales.
Teoría de bandas:
Esta teoría representa un modelo más elaborado para explicar la formación del enlace metálico; se basa en la teoría de los orbitales moleculares. Esta teoría mantiene que cuando dos átomos enlazan, los orbitales de la capa de valencia se combinan para formar dos orbitales nuevos que pertenecen a toda la molécula, uno que se denomina enlazante (de menor energía) y otro antienlazante (de mayor energía). Si se combinasen 3 átomos se formarían 3 orbitales moleculares, con una diferencia de energía entre ellos menor que en el caso anterior. En general, cuando se combinan N orbitales, de
otros tantos átomos, se obtienen N orbitales moleculares de energía muy próxima entre sí, constituyendo lo que se llama una "banda"
En los metales existe un número muy grande de orbitales atómicos para formar enlaces deslocalizados que pertenezcan a toda la red metálica (como si fuese una gran molécula). Como el número de orbitales moleculares es muy grande forman una banda en la que los niveles de energía, como se ha dicho anteriormente, están muy próximos.
En los metales se forman dos bandas. Una en la que se encuentran los electrones de la capa de valencia que se denomina "banda de valencia" y otra que se llama "banda de
conducción" que es la primera capa vacía.
En los metales, la banda de valencia está llena o parcialmente llena; pero en estas sustancias, la diferencia energética entre la banda de valencia y la de conducción es nula; es decir están solapadas. Por ello, tanto si la banda de valencia está total o parcialmente llena, los electrones pueden moverse a lo largo de los orbitales vacíos y conducir la corriente eléctrica al aplicar una diferencia de potencial.
En el caso de los aislantes la banda de valencia está completa y la de conducción vacía; pero a diferencia de los metales, no sólo no solapan sino que además hay una importante diferencia de energía entre una y otra (hay una zona prohibida) por lo que no pueden producirse saltos electrónicos de una a otra. Es decir, los electrones no gozan de la movilidad que tienen en los metales y, por ello, estas sustancias no conducen la corriente eléctrica.
Un caso intermedio lo constituyen los semiconductores, en el caso de las sustancias de este tipo, la banda de valencia también está llena y hay una separación entre las dos bandas, pero la zona prohibida no es tan grande, energéticamente hablando, y algunos electrones pueden saltar a la banda de conducción. Estos electrones y los huecos dejados en la banda de valencia permiten que haya cierta conductividad eléctrica. La conductividad en los semiconductores aumenta con la temperatura, ya que se facilitan los saltos de los electrones a la banda de conducción. Son ejemplos de semiconductores: Ge, Si, GaAs y InSb.
Propiedades de los metales:
A excepción del mercurio, los metales puros son sólidos a temperatura ambiente. No obstante, sus puntos de fusión son muy variables, aunque generalmente altos.
Son buenos conductores de la electricidad y del calor.
Presentan un brillo característico.
Son dúctiles y maleables. Esto es debido a la no direccionalidad del enlace metálico y a que los "restos positivos" son todos similares, con lo que cualquier tracción no modifica la estructura de la red metálica, no apareciendo repulsiones internas.
Presentan el llamado "efecto fotoeléctrico"; es decir, cuando son sometidos a una radiación de determinada energía, emiten electrones.
Se suelen disolver unos en otros formando disoluciones que reciben el nombre de aleaciones.
CONCLUSIONES:Se puede concluir que estos enlaces tienen propiedades muy diferentes, y esta diversidad individualiza nuestro ambiente aunque estas moléculas sean infinitesimales y gracias a eso forman estructuras muy exóticas, y los enlaces definen estas formas, desde la extraña molécula del agua y sus cristales únicos hasta el cloruro de sodio, conocida mejor como la sal de mesa y sus cúbicos y simples cristales.Por ejemplo sabemos que los átomos del sodio y del cloruro son muy diferentes al cloruro de sodio, esto viene porque el sodio es un sólido metálico activo que se puede cortar con un cuchillo en cambio el cloro es un gas venenoso y verdoso que tiene un olor fuerte e irritante el cloruro de sodio es un sólido cristalino blanco que es comestible.
Enlaces Intermoleculares
Sustancias moleculares:
Están formados por moléculas aisladas, tanto más fáciles de separar cuanto menos
polares sean las moléculas, por lo que tienen:
Puntos de fusión y ebullición bajos. Generalmente son gases a temperatura
ambiente.
Son blandos.
Son solubles en disolventes moleculares que estabilizan las moléculas con
fuerzas de Van der Waals.
Son malos conductores pues no tienen cargas libres, aunque las moléculas
polares poseen parcial conductibilidad.
Las sustancias polares son solubles en disolventes polares que las estabilizan por
fuerzas de atracción dipolo-dipolo y tienen mayores puntos de fusión y
ebullición al existir atracción electrostática entre las mismas.
ENLACES INTERMOLECULARES.
Son las fuerzas que unen moléculas distintas y las responsables del estado físico de las
sustancias. Según su fuerza se clasifican en:
Enlace o puente de Hidrógeno.
Fuerzas de Van der Waals.
Enlace o puente de Hidrógeno.
Es relativamente fuerte y precisa de gran diferencia de electronegatividad entre átomos
y del pequeño tamaño del H que se incrusta en la nube de e- del otro átomo. Sólo se da
entre átomos de hidrógeno con átomos de flúor, oxígeno, nitrógeno y cloro. Es el
responsable de los puntos de fusión y ebullición anormalmente altos de las sustancias
que los contienen como, por ejemplo, el agua.
Los puentes de hidrógeno pueden darse entre átomos de la misma molécula y mantener
una estructura determinada tal y como ocurre en proteínas y ácidos nucleicos.
Para que se produzca un enlace de este tipo, deben cumplirse dos condiciones:
1. El hidrógeno se une a un elemento muy electronegativo (F, Cl, O o N), con lo
que, al ser la diferencia de electronegatividad elevada, se forma un enlace
covalente muy polar, donde el hidrógeno es el que se carga positivamente.
2. El elemento al que se une el hidrógeno debe tener pares de electrones que no
formen parte del enlace covalente polar con el hidrógeno.
3. La molécula debe ser polar, es decir, debe carecer de simetría que anule los
dipolos creados.
Entonces, se produce una doble atracción de tipo electrostático entre:
1. dipolos de moléculas contiguas, es decir, el polo positivo de una molécula con el
negativo de otra.
2. el polo positivo del dipolo de una molécula con los pares de electrones no
enlazantes del elemento al que se une el hidrógeno, de otra molécula.
Hay que señalar también que los enlaces por puente de hidrógeno se pueden dar entre
moléculas diferentes (intermoleculares) o dentro de una misma molécula si su geometría
es la adecuada (intramoleculares).
En un medio acuoso, las moléculas hidrofóbicas tienden a asociarse por el simple hecho de que evitan interaccionar con el agua. Lo hace por razones termodinámicas: las moléculas hidrofóbicas se asocian parainimizar el número de moléculas de agua que puedan estar en contacto con las moléculas hidrofóbicas (ver tabla inferior).
En medio acuoso, cada molécula de lípido obliga a las moléculas de agua vecinas a adoptar estados más ordenados (las que están sombreadas de color azul)
Cuando las moléculas de lípido se agregan, sólo están más ordenadas las moléculas de agua que están en contacto directo con el agregado. Al ser menos, la entropía aumenta.
Este fenómeno se denomina efecto hidrofóbico y es el responsable de que determinados lípidos formen agregados supramoleculares. Son ejemplos de fuerzas hidrofóbicas:
las que se establecen entre los fosfolípidos que forman las membranas celulares (forman bicapas)
las que se establecen en el interior de una micela durante la digestión de los lípidos
las que hacen que los aminoácidos hidrofóbicos se apiñen en el interior de las proteínas globulares
La membrana celular es una bicapa lipídica
Micela formada por moléculas anfipáticas
Apiñamiento de aminoácidos apolares (azul) en el interior
de una proteína globular
Fuerzas de Van der Waals
Son fuerzas mucho más débiles que pueden darse entre:
Entre dipolos permanentes (moléculas polares). Son débiles.
Entre dipolos instantáneos (moléculas apolares) ya que el par de e- de enlace en
un momento dado puede encontrarse en un lado de la molécula produciendo un
dipolo instantáneo que induce la formación de dipolos en las moléculas vecinas.
Pero como estos dipolos no perduran los enlaces son muy débiles.
Es importante que se entienda que tanto las fuerzas de Van der Waals como los enlaces
por puente de hidrógeno son mucho más débiles que los enlaces covalentes, y de hecho,
cuando calentamos una sustancia covalente, se rompen de forma relativamente fácil los
enlaces intermoleculares pero nunca los enlaces covalentes que unen a los distintos
átomos de la molécula. Por ejemplo, cuando hervimos agua, no obtenemos hidrógeno y
oxígeno sino vapor de agua, es decir, se han roto los enlaces por puente de hidrógeno
pero no los enlaces covalentes que unen a los átomos de hidrógeno con el de oxígeno.
Cuando se encuentran a una distancia moderada, las moléculas se atraen entre sí pero, cuando sus nubes electrónicas empiezan a solaparse, las moléculas se repelen con fuerza (Figura de la derecha).
El término "fuerzas de van der Waals" engloba colectivamente a las fuerzas de atracción entre las moléculas. Son fuerzas de atracción débiles que se establecen entre moléculas eléctricamente neutras (tanto polares como no polares), pero son muy numerosas y desempeñan un papel fundamental en multitud de procesos biológicos.
Las fuerzas de van der Waals incluyen:
Fuerzas dipolo-dipolo (también llamadas fuerzas de Keesom), entre las que se incluyen los puentes de hidrógeno
Fuerzas dipolo-dipolo inducido (también llamadas fuerzas de Debye) Fuerzas dipolo instantáneo-dipolo inducido (también llamadas fuerzas de
dispersión o fuerzas de London)
En la siguiente tabla se encuentra una comparativa entre las propiedades de los enlaces intermoleculares y los enlaces químicos:
Enlaces intermoleculares:
Son muy dependientes de la
temperatura, un aumento de temperatura
produce un decremento de las fuerzas
intermoleculares.
Son mas débiles que los enlaces
químicos, del orden de 100 veces menor
La distancia de unión es a nivel de
micras
Las uniones no están direccionadas.
Enlaces Químicos:
No son tan dependientes de la
temperatura
Son más fuertes que las fuerzas
intermoleculares
La distancia de unión es muy
pequeña, a nivel de Amstrongs
Las uniones están
direccionados.
Con todo esto, dentro de un material adhesivo como es un polímero, nos encontramos con uniones químicas entre átomos que forman moléculas y fuerzas intermoleculares entre las propias moléculas de los polímeros. El conjunto de estos enlaces, uniones y fuerzas son las responsables de las propiedades adhesivas y cohesivas de los pegamentos, adhesivos y sellantes.
CONCLUSIONES:Los enlaces intermoleculares se ordenan asi: Sustancias iónicas; fuerzas de london;dipolo-dipolo y puentes de H. las f. de london son dipolo transitoria asi que es mas fácil de romper esa molécula (ya que los electrones están en constante movimiento) mientras que las dipolo dipolo ( no están en constante movimiento los electrones) y son moléculas que necesitas mas energía para romperlas.. y las puentes de H, como tiene N,F,O que son muy electronegativos, se unen a los H y forman una unión muy difícil de romper
