Tema 43

Las fuerzas intermoleculares son las interacciones atractivas que se establecen entre moléculas ya formadas, a diferencia de los enlaces químicos —covalente, iónico y metálico—, que son interacciones intramoleculares responsables de mantener unidos los átomos dentro de la propia molécula o red. Aunque son de intensidad muy inferior a la de los enlaces, resultan decisivas para explicar el estado físico de la materia, los puntos de fusión y ebullición, la solubilidad, la viscosidad, la tensión superficial y, en última instancia, la propia existencia de la materia condensada (líquidos y sólidos moleculares).

Este tema ocupa un lugar de bisagra en el temario: enlaza el estudio del enlace químico (naturaleza de las uniones intramoleculares) con el de las propiedades de la materia y los estados de agregación. Comprender por qué el agua es líquida a temperatura ambiente mientras que el sulfuro de hidrógeno, más pesado, es un gas, exige precisamente el concepto de fuerza intermolecular. Se abordan aquí su naturaleza y clasificación, sus aspectos energéticos, los sólidos que mantienen unidos y, como caso de máxima relevancia científica y biológica, las propiedades anómalas del agua.

1. Fuerzas intermoleculares

Toda fuerza intermolecular tiene, en el fondo, origen electrostático: nace de la interacción entre distribuciones de carga (permanentes o instantáneas) de moléculas vecinas. Su rasgo común es que la energía potencial atractiva decrece muy rápidamente con la distancia, en proporción a $1/r^6$, de modo que solo son apreciables a cortas distancias. Se clasifican en dos grandes grupos: las fuerzas de Van der Waals y el enlace de hidrógeno.

Fuerzas de Van der Waals

Reciben su nombre de J. D. van der Waals, que en 1873 introdujo un término correctivo para las interacciones moleculares en su ecuación de estado de los gases reales. Comprenden tres contribuciones:

a) Fuerzas de orientación o de Keesom (dipolo–dipolo permanente). Actúan entre moléculas polares, que poseen un momento dipolar permanente $\vec{\mu}$. Los dipolos tienden a orientarse (polo positivo de una frente al negativo de la otra), y la energía media, promediada sobre las orientaciones para moléculas en rotación térmica, resulta:

La dependencia con $1/T$ refleja que el aumento de temperatura desordena las orientaciones y debilita la interacción. Un ejemplo típico es el $\mathrm{HCl}$.

b) Fuerzas de inducción o de Debye (dipolo permanente–dipolo inducido). Una molécula polar genera un campo eléctrico que deforma la nube electrónica de una molécula vecina (polar o apolar), induciendo en ella un dipolo. La energía es proporcional al cuadrado del momento dipolar y a la polarizabilidad $\alpha$ de la molécula inducida:

c) Fuerzas de dispersión de London (dipolo instantáneo–dipolo inducido). Son las más universales: aparecen entre todas las moléculas, incluso apolares y gases nobles, y suelen ser la contribución dominante salvo en moléculas muy polares o con enlace de hidrógeno. En un instante dado, el movimiento de los electrones crea un dipolo instantáneo que induce otro en la molécula vecina; la correlación entre ambos genera una atracción neta. F. London dedujo en 1930, con la mecánica cuántica, que:

donde $I$ es la energía de ionización y $\alpha$ la polarizabilidad. Estas fuerzas crecen con el tamaño y el número de electrones de la molécula (mayor polarizabilidad) y con la superficie de contacto. Así, en los halógenos el $\mathrm{F_2}$ y el $\mathrm{Cl_2}$ son gases, el $\mathrm{Br_2}$ líquido y el $\mathrm{I_2}$ sólido; y entre isómeros, las cadenas lineales (más superficie de contacto) hierven a mayor temperatura que las ramificadas.

Enlace de hidrógeno

El enlace (o puente) de hidrógeno es una interacción especialmente intensa que se produce cuando un átomo de hidrógeno unido covalentemente a un átomo muy electronegativo y pequeño ($\mathrm{F}$, $\mathrm{O}$, $\mathrm{N}$) queda con una notable carga parcial positiva y es atraído por un par de electrones no enlazantes de otro átomo electronegativo:

Aunque suele clasificarse aparte, tiene carácter mayoritariamente electrostático, con cierta componente de solapamiento orbital. Su intensidad ($\sim 10$–$40\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}$) es intermedia entre la de las fuerzas de Van der Waals y la de un enlace covalente, y es direccional. Explica los puntos de ebullición anómalamente altos del $\mathrm{HF}$, el $\mathrm{NH_3}$ y, sobre todo, el $\mathrm{H_2O}$, así como la estructura secundaria de proteínas y la doble hélice del ADN. Linus Pauling fue quien sistematizó su importancia química y biológica.

Conviene añadir, para sistemas iónicos en disolución, la interacción ion–dipolo, responsable de la hidratación de los iones y más intensa que las anteriores por implicar cargas netas.

2. Aspectos energéticos

El rasgo energético definitorio de las fuerzas intermoleculares es su debilidad relativa frente a los enlaces. Órdenes de magnitud típicos:

• Dispersión de London: $\sim 0{,}1$–$40\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}$.
• Dipolo–dipolo (Keesom): $\sim 5$–$25\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}$.
• Enlace de hidrógeno: $\sim 10$–$40\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}$.
• Enlace covalente (referencia): $\sim 150$–$1000\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}$.

Es decir, romper las interacciones intermoleculares cuesta entre uno y dos órdenes de magnitud menos que romper un enlace. Por eso, cuando el agua hierve se separan las moléculas de $\mathrm{H_2O}$ entre sí (se vencen los puentes de hidrógeno) sin romper los enlaces $\mathrm{O-H}$: el vapor sigue siendo agua, no una mezcla de hidrógeno y oxígeno. Distinguir ambos procesos es una de las claves conceptuales del tema.

Potencial de interacción y distancia de equilibrio

La interacción entre dos moléculas combina la atracción de largo alcance ($\propto -1/r^6$) con una fuerte repulsión de corto alcance, originada por la repulsión de las nubes electrónicas al solaparse (principio de exclusión de Pauli). Un modelo muy usado es el potencial de Lennard-Jones:

donde $\varepsilon$ es la profundidad del pozo de potencial (energía de enlace) y $\sigma$ la distancia a la que $U = 0$. El mínimo de energía, que define la distancia de equilibrio $r_0 = 2^{1/6}\sigma$, corresponde a la separación media entre moléculas en la fase condensada.

Relación con las propiedades macroscópicas

La intensidad de las fuerzas intermoleculares determina directamente:

• Puntos de fusión y ebullición: a mayor fuerza, más energía térmica hace falta para separar las moléculas, y mayores son $T_f$ y $T_b$.
• Entalpías de fusión y de vaporización: la energía necesaria para los cambios de estado es una medida macroscópica de estas fuerzas. La regla de Trouton establece que, para muchos líquidos, $\Delta S_{\mathrm{vap}} = \Delta H_{\mathrm{vap}}/T_b \approx 85\ \mathrm{J\,mol^{-1}\,K^{-1}}$; los líquidos con enlace de hidrógeno (como el agua) se desvían al alza porque están más ordenados.
• Volatilidad y presión de vapor: cuanto más débiles las fuerzas, más volátil es la sustancia y mayor su presión de vapor.
• Viscosidad y tensión superficial: ambas aumentan con la intensidad de las interacciones.

Así, comparando sustancias de masa molar semejante, el butano (solo London) hierve a $-0{,}5\ \mathrm{°C}$, la acetona (dipolo–dipolo) a $56\ \mathrm{°C}$ y el etanol (enlace de hidrógeno) a $78\ \mathrm{°C}$: la jerarquía de fuerzas se traduce fielmente en la jerarquía de puntos de ebullición.

3. Sólidos moleculares

Los sólidos cristalinos se clasifican, según la naturaleza de las partículas de la red y de las fuerzas que las unen, en cuatro tipos: iónicos, metálicos, covalentes (o atómicos, de red tridimensional) y moleculares.

En un sólido molecular, los nudos de la red están ocupados por moléculas discretas (o átomos, en los gases nobles solidificados), y lo que las mantiene cohesionadas son precisamente las fuerzas intermoleculares estudiadas: fuerzas de Van der Waals y/o enlaces de hidrógeno. Como estas son débiles, los sólidos moleculares presentan un conjunto característico de propiedades:

• Puntos de fusión bajos (a menudo por debajo de $300\ \mathrm{°C}$) y elevada volatilidad; algunos subliman con facilidad ($\mathrm{CO_2}$ sólido o “hielo seco”, $\mathrm{I_2}$, naftaleno).
• Blandos y poco resistentes mecánicamente.
• Malos conductores de la electricidad y el calor (aislantes), porque no disponen de cargas libres: los electrones están localizados en las moléculas.
• Solubilidad que sigue la regla “semejante disuelve a semejante”: los apolares son solubles en disolventes apolares y los polares en polares.

La cohesión es mayor cuando intervienen enlaces de hidrógeno. El caso paradigmático es el hielo, cuya red hexagonal se sostiene mediante puentes de hidrógeno. Otros ejemplos son el yodo $\mathrm{I_2}$ (láminas unidas por London), el dióxido de carbono sólido, la glucosa, la sacarosa o los hidrocarburos sólidos como el naftaleno.

La siguiente comparación resume el contraste con los demás tipos de sólido:

• Iónicos ($\mathrm{NaCl}$): red de iones, atracción electrostática fuerte; duros, frágiles, $T_f$ altos, conductores fundidos o en disolución.
• Covalentes (diamante, $\mathrm{SiO_2}$): red de enlaces covalentes; muy duros, $T_f$ altísimos, aislantes (salvo el grafito).
• Metálicos ($\mathrm{Fe}$, $\mathrm{Cu}$): cationes en un “mar” de electrones; conductores, dúctiles, maleables.
• Moleculares (hielo, $\mathrm{I_2}$): moléculas unidas por fuerzas intermoleculares; blandos, $T_f$ bajos, aislantes.

Esta clasificación permite predecir propiedades a partir del tipo de enlace, y a la inversa, inferir el tipo de sólido a partir de sus propiedades observadas —una destreza muy valorada tanto en la práctica de aula como en los supuestos de la oposición.

4. Justificación de las propiedades anómalas del agua y su importancia para la vida

El agua es la sustancia molecular más abundante y estudiada, y sus propiedades se apartan llamativamente de lo esperable para una molécula tan ligera ($M = 18\ \mathrm{g\,mol^{-1}}$). La clave de todas estas anomalías es su estructura y su extensa red de enlaces de hidrógeno.

Estructura molecular

La molécula de agua es angular (ángulo $\mathrm{H-O-H} \approx 104{,}5°$), con el oxígeno en hibridación aproximada $sp^3$ y dos pares de electrones no enlazantes. Al ser el oxígeno muy electronegativo, los enlaces $\mathrm{O-H}$ están polarizados y la molécula posee un momento dipolar apreciable ($\mu \approx 1{,}85\ \mathrm{D}$). Cada molécula puede formar hasta cuatro enlaces de hidrógeno (dos como dadora, a través de sus $\mathrm{H}$, y dos como aceptora, a través de sus pares solitarios), lo que da lugar a una red tridimensional muy cohesionada.

Propiedades anómalas

• Puntos de fusión y ebullición elevados. Comparada con los hidruros de su grupo ($\mathrm{H_2S}$, $\mathrm{H_2Se}$, $\mathrm{H_2Te}$), cuyos puntos de ebullición son negativos, el agua hierve a $100\ \mathrm{°C}$. Sin enlaces de hidrógeno, se estima que herviría en torno a $-80\ \mathrm{°C}$ y sería un gas en las condiciones terrestres.
• Dilatación al solidificar (densidad anómala). El agua alcanza su densidad máxima a $\approx 4\ \mathrm{°C}$ ($\approx 1000\ \mathrm{kg\,m^{-3}}$), no en el punto de congelación. Al solidificar, la red hexagonal del hielo obliga a las moléculas a ordenarse dejando huecos, de modo que el hielo es menos denso ($\approx 917\ \mathrm{kg\,m^{-3}}$) y flota sobre el agua líquida. Es una de las poquísimas sustancias que se dilatan al congelarse.
• Elevado calor específico ($\approx 4{,}18\ \mathrm{kJ\,kg^{-1}\,K^{-1}}$, o $75{,}3\ \mathrm{J\,mol^{-1}\,K^{-1}}$): absorber o ceder calor rompe o forma enlaces de hidrógeno, amortiguando los cambios de temperatura.
• Elevada entalpía de vaporización ($\approx 40{,}7\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}$) y de fusión ($\approx 6{,}0\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}$).
• Alta tensión superficial ($\approx 0{,}072\ \mathrm{N\,m^{-1}}$ a $20\ \mathrm{°C}$), que hace posibles la capilaridad y la formación de gotas.
• Elevada constante dieléctrica ($\varepsilon_r \approx 78$–$80$), que reduce la atracción electrostática entre iones según

y convierte al agua en un disolvente excepcional de compuestos iónicos y polares (el llamado “disolvente universal”).

Importancia para la vida

Estas anomalías no son una curiosidad: son condiciones de posibilidad de la vida tal como la conocemos.

• El hielo flota, de modo que en invierno los lagos y mares se congelan por la superficie, formando una capa aislante que protege el agua líquida —y la vida acuática— del fondo.
• El elevado calor específico y la alta entalpía de vaporización regulan el clima (los océanos moderan las temperaturas) y permiten la termorregulación de los organismos (la sudoración enfría por evaporación).
• Como disolvente, el agua es el medio donde ocurren prácticamente todas las reacciones bioquímicas y el vehículo de transporte de nutrientes y desechos (sangre, savia).
• La capilaridad, junto con la cohesión y la adhesión, permite el ascenso de la savia en las plantas.
• Su carácter anfótero y su participación directa en reacciones (hidrólisis, fotosíntesis, respiración) la hacen imprescindible en el metabolismo.

En conjunto, la vida en la Tierra es, en gran medida, una consecuencia química del enlace de hidrógeno en el agua.

Aplicación didáctica

En el currículo LOMLOE (Real Decreto 217/2022), las fuerzas intermoleculares se introducen tras el estudio del enlace químico. En 2.º y 3.º de ESO se abordan de forma cualitativa al explicar los estados de agregación y los cambios de estado; en 4.º de ESO se relacionan con las propiedades de las sustancias según el tipo de enlace. El tratamiento riguroso —con la clasificación de fuerzas de Van der Waals, el enlace de hidrógeno y su relación con las propiedades— corresponde a la Química de 2.º de Bachillerato, dentro del bloque de enlace químico.

El tema es idóneo para desarrollar la competencia STEM y la competencia digital mediante situaciones de aprendizaje en contextos cotidianos: por qué flota el hielo, por qué suda el cuerpo, por qué el aceite no se mezcla con el agua o por qué el agua “moja”. Se presta a la indagación experimental (medidas de puntos de ebullición, tensión superficial, capilaridad, solubilidades) y al uso de modelos moleculares.

Conviene anticipar las ideas previas y errores frecuentes:

• Confundir fuerzas intermoleculares con enlaces intramoleculares, y creer que al hervir el agua se rompen los enlaces $\mathrm{O-H}$.
• Pensar que las moléculas apolares no interaccionan (ignorar las fuerzas de London).
• Atribuir el enlace de hidrógeno a cualquier hidrógeno, y no solo al unido a $\mathrm{F}$, $\mathrm{O}$ o $\mathrm{N}$.
• Suponer que el sólido es siempre más denso que el líquido correspondiente (el hielo lo desmiente).

El uso de modelos, simulaciones y analogías, junto con la interpretación de gráficas de puntos de ebullición de hidruros por grupos, resulta muy eficaz para consolidar estas ideas.

Conclusión

Las fuerzas intermoleculares, de naturaleza electrostática y mucho más débiles que los enlaces químicos, explican la cohesión de la materia condensada y la mayor parte de las propiedades físicas de las sustancias moleculares. Su clasificación en fuerzas de Van der Waals —dispersión de London, dipolo–dipolo y dipolo inducido— y enlace de hidrógeno, junto con el análisis de sus aspectos energéticos (potencial de Lennard-Jones, relación con puntos de fusión y ebullición), permite predecir el comportamiento de los sólidos moleculares y comprender por qué se ordenan como lo hacen. El agua constituye el ejemplo culminante: su densa red de enlaces de hidrógeno justifica sus propiedades anómalas —densidad máxima a $4\ \mathrm{°C}$, hielo que flota, elevados calor específico y entalpía de vaporización, alto poder disolvente— que, lejos de ser meras rarezas, hacen posible la vida en la Tierra. Este armazón conceptual conecta el enlace químico con el estudio de las disoluciones, los cambios de estado y la bioquímica.