1. ¿Qué es una fuerza intermolecular?

• Atracción entre dos moléculas diferentes.
• No rompe la molécula, solo la pega a otra.
• Mucho más débil que el enlace químico.
• Enlace químico = unión dentro de la molécula que mantiene unidos a los átomos.
• Por eso evaporar un líquido necesita poca energía: solo separas moléculas, no las rompes.

2. De dónde sale la atracción: los dipolos

• Electronegatividad: fuerza con la que un átomo jala electrones.
• Si dos átomos jalan distinto, los electrones se cargan a un lado.
• Dipolo: molécula con polo un poco positivo (delta+) y otro un poco negativo (delta-).
• Molécula polar: tiene dipolo permanente. Ejemplo: H2O.
• Molécula apolar: reparte electrones parejo, sin polos. Ejemplo: CH4.
• Lo positivo atrae a lo negativo, como imanes débiles.

3. Los 3 tipos de fuerzas intermoleculares

De la más débil a la más fuerte:

3.1 Dispersión o de London

• Aparece en todas las moléculas, incluso apolares.
• Los electrones se mueven y forman un dipolo temporal que contagia al vecino.
• Muy débil, pero la suma de muchas sí atrae.
• Crece si la molécula es más grande y con más electrones.
• Ejemplo: Cl2 es gas y I2 es sólido.
• Típicos: CH4, He, I2.

3.2 Dipolo-dipolo

• Solo en moléculas polares.
• El polo delta+ de una atrae al polo delta- de otra.
• Fuerza media, más fuerte que London.
• Ejemplo: en HCl líquido las moléculas se orientan positivo con negativo.
• Típicos: HCl, CH3Cl.

3.3 Puente de hidrógeno

• Es un dipolo-dipolo súper fuerte.
• Condición 1: un hidrógeno unido directamente a N, O o F.
• Condición 2: ese hidrógeno se acerca a un N, O o F de otra molécula.
• El hidrógeno queda casi sin electrones, muy delta+, y se pega muy fuerte al par libre del otro átomo.
• Es la más fuerte de las tres.
• Típicos: H2O, NH3, HF.
• Por eso H2O tiene punto de ebullición altísimo para su tamaño.

4. Para qué sirve: predice el estado físico

• Regla de oro: a fuerzas más fuertes, cuesta más separar las moléculas.
• Mayor fuerza = mayor punto de ebullición y de fusión.
• Mayor fuerza = menor velocidad de evaporación, menos volátil.
• El agua moja y disuelve bien por sus puentes de hidrógeno.
• Orden de fuerza: London < dipolo-dipolo < puente de H << enlace.

5. Ejemplo para memorizar

• Ordena de menor a mayor punto de ebullición: CH4, HCl, H2O.
• CH4: apolar, solo London.
• HCl: polar, London más dipolo-dipolo.
• H2O: polar con H unido a O, London más dipolo-dipolo más puente de hidrógeno.
• Conclusión: CH4, después HCl y al final H2O.
• Datos reales: CH4 -161°C, HCl -85°C, H2O 100°C.
• Funciona aunque el agua sea pequeña: el puente de hidrógeno gana.

6. En resumen

• Actúan entre moléculas y son mucho más débiles que los enlaces.
• London en todas, dipolo-dipolo en polares, puente de H solo si hay H unido a N, O o F.
• Nacen de atracciones entre cargas parciales delta+ y delta-.
• A más fuerza, mayor punto de ebullición y menor evaporación.