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Química 2ed

10.1 Fuerzas intermoleculares

Química 2ed10.1 Fuerzas intermoleculares

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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. 2.5 La tabla periódica
    7. 2.6 Compuestos iónicos y moleculares
    8. 2.7 Nomenclatura química
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  4. 3 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 3.1 La fórmula de masa y el concepto de mol
    3. 3.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 3.3 Molaridad
    5. 3.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  5. 4 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 4.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 4.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 4.3 Estequiometría de la reacción
    5. 4.4 Rendimiento de la reacción
    6. 4.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  6. 5 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 5.1 Conceptos básicos de energía
    3. 5.2 Calorimetría
    4. 5.3 Entalpía
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  7. 6 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 6.1 Energía electromagnética
    3. 6.2 El modelo de Bohr
    4. 6.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 6.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 6.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  8. 7 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 7.1 Enlace iónico
    3. 7.2 Enlace covalente
    4. 7.3 Símbolos y estructuras de Lewis
    5. 7.4 Cargas formales y resonancia
    6. 7.5 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    7. 7.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  9. 8 Teorías avanzadas del enlace covalente
    1. Introducción
    2. 8.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 8.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 8.3 Enlaces múltiples
    5. 8.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  10. 9 Gases
    1. Introducción
    2. 9.1 Presión del gas
    3. 9.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 9.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 9.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 9.5 La teoría cinético-molecular
    7. 9.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Cinética
    1. Introducción
    2. 12.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 12.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 12.3 Leyes de velocidad
    5. 12.4 Leyes de tasas integradas
    6. 12.5 Teoría de colisiones
    7. 12.6 Mecanismos de reacción
    8. 12.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 16.1 Espontaneidad
    3. 16.2 Entropía
    4. 16.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 16.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  18. 17 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 17.1 Repaso de química redox
    3. 17.2 Celdas galvánicas
    4. 17.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 17.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 17.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 17.6 Corrosión
    8. 17.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 20.1 Hidrocarburos
    3. 20.2 Alcoholes y éteres
    4. 20.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 20.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  22. 21 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 21.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 21.2 Ecuaciones nucleares
    4. 21.3 Decaimiento radiactivo
    5. 21.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 21.5 Usos de los radioisótopos
    7. 21.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:

  • Describir los tipos de fuerzas intermoleculares posibles entre átomos o moléculas en fases condensadas (fuerzas de dispersión, atracciones dipolo-dipolo y enlace de hidrógeno).
  • Identificar los tipos de fuerzas intermoleculares que experimentan determinadas moléculas en función de sus estructuras.
  • Explicar la relación entre las fuerzas intermoleculares presentes en una sustancia y las temperaturas asociadas a los cambios de su estado físico.

Al igual que en el caso de las sustancias gaseosas, la teoría cinética molecular puede utilizarse para explicar el comportamiento de los sólidos y los líquidos. En la siguiente descripción, el término partícula se utilizará para referirse a un átomo, a una molécula o a un ion. Observe que utilizaremos la expresión popular "atracción intermolecular" para referirnos a las fuerzas de atracción entre las partículas de una sustancia, independientemente de que estas partículas sean moléculas, átomos o iones.

Consideremos estos dos aspectos de los entornos a nivel molecular en la materia sólida, líquida y gaseosa:

  • En un sólido, las partículas están muy juntas y a menudo dispuestas de forma regular; en un líquido, están muy juntas sin una disposición regular; en un gas, están muy separadas sin una disposición regular.
  • Las partículas de un sólido vibran en torno a posiciones fijas y, por lo general, no se mueven entre sí; en un líquido, se mueven unas junto a otras pero permanecen en contacto esencialmente constante; en un gas, se mueven independientemente unas de otras, excepto cuando chocan.

Las diferencias en las propiedades de un sólido, un líquido o un gas reflejan la intensidad de las fuerzas de atracción entre los átomos, las moléculas o los iones que componen cada fase. La fase en la que se encuentra una sustancia depende de la extensión relativa de sus fuerzas intermoleculares (intermolecular forces, IMF) y de las energías cinéticas (kinetic energy, KE) de sus moléculas. Las IMF son las distintas fuerzas de atracción que pueden existir entre los átomos y las moléculas de una sustancia debido a los fenómenos electrostáticos, como se detallará en este módulo. Estas fuerzas sirven para mantener a las partículas cerca unas de otras, mientras que la KE de las partículas proporciona la energía necesaria para superar las fuerzas de atracción y así aumentar la distancia entre las partículas. La Figura 10.2 ilustra cómo se pueden inducir cambios en el estado físico al cambiar la temperatura, y por tanto, la KE media, de una sustancia determinada.

Tres frascos sellados están marcados, de izquierda a derecha como "Sólido cristalino", "Líquido" y "Gas". El primer frasco contiene un cubo compuesto por pequeñas esferas que se asientan en el fondo, mientras que el segundo frasco muestra un montón de pequeñas esferas en el fondo que están espaciadas a una pequeña distancia unas de otras y tienen líneas alrededor para indicar el movimiento. El tercer matraz muestra unas cuantas esferas separadas entre sí con líneas más grandes que indican el movimiento. Hay una flecha hacia la derecha que abarca la parte superior de los tres frascos. La flecha está marcada como "Aumento de K E ( temperatura )". Hay una flecha orientada a la izquierda que abarca el fondo de los tres frascos. La flecha está marcada como " I M F en aumento".
Figura 10.2 Las transiciones entre los estados sólido, líquido y gaseoso de una sustancia se producen cuando las condiciones de temperatura o presión favorecen los cambios asociados en las fuerzas intermoleculares. (Nota: El espacio entre las partículas en la fase gaseosa es mucho mayor que el de la ilustración).

Como ejemplo de los procesos representados en esta figura, consideremos una muestra de agua. Cuando el agua gaseosa se enfría lo suficiente, las atracciones entre las moléculas de H2O son capaces de mantenerlas unidas cuando entran en contacto entre sí; el gas se condensa, formando H2O líquido. Por ejemplo, el agua líquida se forma en el exterior de un vaso frío cuando el vapor de agua del aire se enfría gracias al vaso frío, como se ve en la Figura 10.3.

La imagen a muestra una bebida de color marrón en un vaso con condensación en el exterior. La imagen b muestra una masa de agua con niebla flotando sobre la superficie del agua.
Figura 10.3 La condensación se forma cuando el vapor de agua en el aire se enfría lo suficiente como para formar agua líquida, como (a) en el exterior de un vaso de bebida fría o (b) en forma de niebla (créditos: a: modificación del trabajo de Jenny Downing; b: modificación del trabajo de Cory Zanker).

También podemos licuar muchos gases comprimiéndolos, si la temperatura no es demasiado alta. El aumento de la presión acerca las moléculas de un gas, de manera que las atracciones entre las moléculas se vuelven fuertes en relación con su KE. En consecuencia, forman líquidos. El butano, C4H10, es el combustible utilizado en los encendedores desechables y es un gas a temperatura y presión estándar. Dentro del compartimento de combustible del encendedor, el butano se comprime a una presión que provoca su condensación al estado líquido, como se muestra en la Figura 10.4.

Se muestra un encendedor de butano.
Figura 10.4 El butano gaseoso se comprime dentro del compartimento de almacenamiento de un encendedor desechable, lo que provoca su condensación al estado líquido (créditos: modificación del trabajo de "Sam-Cat"/Flickr).

Por último, si la temperatura de un líquido es lo suficientemente baja, o la presión sobre el líquido es lo suficientemente alta, las moléculas del líquido ya no tienen suficiente KE para superar la FMI entre ellas, y se forma un sólido. En un módulo posterior de este capítulo se ofrece un análisis más exhaustivo de estos y otros cambios de estado, o transiciones de fase.

Fuerzas entre moléculas

En condiciones adecuadas, las atracciones entre todas las moléculas de los gases harán que formen líquidos o sólidos. Esto se debe a las fuerzas intermoleculares, no a las intramoleculares. Las fuerzas intramoleculares son las que, dentro de la molécula, la mantienen unida, por ejemplo, los enlaces entre los átomos. Las fuerzas intermoleculares son las atracciones entre las moléculas, que determinan muchas de las propiedades físicas de una sustancia. La Figura 10.5 ilustra estas diferentes fuerzas moleculares. La fuerza de estas fuerzas atractivas varía mucho, aunque normalmente las IMF entre moléculas pequeñas son débiles en comparación con las fuerzas intramoleculares que unen los átomos dentro de una molécula. Por ejemplo, para superar las IMF de un mol de HCl líquido y convertirlo en HCl gaseoso solo se necesitan unos 17 kilojulios. Sin embargo, para romper los enlaces covalentes entre los átomos de hidrógeno y cloro de un mol de HCl se necesita unas 25 veces más energía: 430 kilojulios.

Se muestra una imagen en la que dos moléculas compuestas por una esfera verde marcada como "C l" conectada a la derecha con una esfera blanca marcada como "H" están cerca la una de la otra con una línea de puntos marcada como "Fuerza intermolecular ( débil )" dibujada entre ellas. Una línea conecta las dos esferas de cada molécula y la línea está marcada como "Fuerza intramolecular ( fuerte )".
Figura 10.5 Las fuerzas intramoleculares mantienen una molécula intacta. Las fuerzas intermoleculares mantienen unidas varias moléculas y determinan muchas de las propiedades de una sustancia.

Todas las fuerzas de atracción entre átomos y moléculas neutras se conocen como fuerzas de Van der Waals, aunque suelen denominarse de manera más informal como atracción intermolecular. En las tres secciones siguientes de este módulo estudiaremos los distintos tipos de IMF.

Fuerzas de dispersión

Una de las tres fuerzas de Van der Waals está presente en todas las fases condensadas, independientemente de la naturaleza de los átomos o moléculas que componen la sustancia. Esta fuerza de atracción se denomina fuerza de dispersión de London en honor al físico estadounidense de origen alemán Fritz London, que la explicó por primera vez en 1928. Esta fuerza suele denominarse simplemente fuerza de dispersión. Dado que los electrones de un átomo o molécula están en constante movimiento (o, alternativamente, la ubicación del electrón está sujeta a la variabilidad mecánica cuántica), en cualquier momento, un átomo o molécula puede desarrollar un dipolo instantáneo y temporal si sus electrones están distribuidos asimétricamente. La presencia de este dipolo puede, a su vez, distorsionar los electrones de un átomo o molécula vecina, produciendo un dipolo inducido. Estos dos dipolos temporales que fluctúan rápidamente dan lugar a una atracción electrostática relativamente débil entre las especies, la llamada fuerza de dispersión, como la que se ilustra en la Figura 10.6.

Se muestran dos pares de moléculas en las que cada una tiene un lado azul más grande marcado como "signo delta, signo negativo" y un lado rojo más pequeño marcado como "signo delta, signo positivo". Hacia el centro de ambas moléculas, pero todavía en cada lado distinto, hay un punto negro. Entre las dos imágenes hay una línea de puntos con la leyenda "Fuerza de atracción". En la primera imagen, los lados rojo y azul están marcados como "Distribución desigual de electrones". Debajo de ambas imágenes hay paréntesis. Los soportes están marcados como "dipolos temporales".
Figura 10.6 Las fuerzas de dispersión son el resultado de la formación de dipolos temporales, como se ilustra aquí en dos moléculas diatómicas no polares.

Las fuerzas de dispersión que se desarrollan entre los átomos de diferentes moléculas pueden atraer a las dos moléculas entre sí. Sin embargo, las fuerzas son relativamente débiles y solo adquieren importancia cuando las moléculas están muy cerca. Los átomos y moléculas más grandes y pesados presentan fuerzas de dispersión más fuertes que los átomos y moléculas más pequeños y ligeros. El F2 y el Cl2 son gases a temperatura ambiente (reflejando fuerzas de atracción más débiles); el Br2 es un líquido y el I2 es un sólido (reflejando fuerzas de atracción más fuertes). Las tendencias de los puntos de fusión y ebullición observados para los halógenos demuestran claramente este efecto, como se ve en la Tabla 10.1.

Puntos de fusión y ebullición de los halógenos
Halógeno Masa Molar Radio atómico Punto de fusión Punto de ebullición
flúor, F2 38 g/mol 72 horas 53 K 85 K
cloro, Cl2 71 g/mol 99 pm 172 K 238 K
bromo, Br2 160 g/mol 114 pm 266 K 332 K
yodo, I2 254 g/mol 133 pm 387 K 457 K
astatina, At2 420 g/mol 150 pm 575 K 610 K
Tabla 10.1

El aumento de los puntos de fusión y ebullición con el aumento del tamaño atómico/molecular puede racionalizarse considerando cómo la fuerza de las fuerzas de dispersión se ve afectada por la estructura electrónica de los átomos o moléculas de la sustancia. En un átomo más grande, los electrones de valencia están, por término medio, más lejos de los núcleos que en un átomo más pequeño. Así, están menos sujetos y pueden formar más fácilmente los dipolos temporales que producen la atracción. La medida de lo fácil o difícil que es para otra carga electrostática (por ejemplo, un ion cercano o una molécula polar) distorsionar la distribución de carga de una molécula (su nube de electrones) se conoce como polarizabilidad. Una molécula que tiene una nube de carga que se distorsiona fácilmente se dice que es muy polarizable y tendrá grandes fuerzas de dispersión; una con una nube de carga que es difícil de distorsionar no es muy polarizable y tendrá pequeñas fuerzas de dispersión.

Ejemplo 10.1

Las fuerzas de London y sus efectos

Ordena los siguientes compuestos de un elemento del grupo 14 e hidrógeno de menor a mayor punto de ebullición: CH4, SiH4, GeH4, y SnH4. Explique su razonamiento.

Solución

Aplicando los conocimientos adquiridos en el capítulo sobre enlace químico y geometría molecular, se predice que todos estos compuestos son no polares, por lo que solo pueden experimentar fuerzas de dispersión: cuanto más pequeña sea la molécula, menos polarizable y más débiles serán las fuerzas de dispersión; cuanto más grande sea la molécula, mayores serán las fuerzas de dispersión. Las masas molares de CH4, SiH4, GeH4, y SnH4 son aproximadamente 16 g/mol, 32 g/mol, 77 g/mol y 123 g/mol, respectivamente. Por lo tanto, se espera que el CH4 tenga el punto de ebullición más bajo y el SnH4 el más alto. Se espera que el orden de menor a mayor punto de ebullición sea CH4 < SiH4 < GeH4 < SnH4.

Un gráfico de los puntos de ebullición reales de estos compuestos frente al periodo del elemento del grupo 14 muestra que esta predicción es correcta:

Se muestra un gráfico de líneas, titulado "Familia de carbono", en el que el eje y está marcado como "Temperatura, ( signo de grado C )" y tiene valores de "200 negativo" a "40 negativo" de abajo a arriba en incrementos de 20. El eje x se denomina "Periodo" y tiene valores de "0" a "5" en incrementos de 1. El primer punto del gráfico está marcado como "C H subíndice 4" y está en el punto "2, negativo 160". El segundo punto del gráfico se denomina "S i H subíndice 4" y se halle en el punto "3, negativo 120", mientras que el tercer punto del gráfico se denomina "G e H subíndice 4" y se encuentra en el punto "4, negativo 100". El cuarto punto del gráfico está marcado como "S n H subíndice 4" y está en el punto "5, negativo 60".

Compruebe lo aprendido

Ordene los siguientes hidrocarburos de menor a mayor punto de ebullición: C2H6, C3H8 y C4H10.

Respuesta:

C2H6 < C3H8 < C4H10. Todos estos compuestos son no polares y solo tienen fuerzas de dispersión de London: cuanto más grande es la molécula, mayores son las fuerzas de dispersión y mayor es el punto de ebullición. El orden de menor a mayor punto de ebullición es, por tanto, C2H6 < C3H8 < C4H10.

Las formas de las moléculas también afectan a las magnitudes de las fuerzas de dispersión entre ellas. Por ejemplo, los puntos de ebullición de los isómeros n-pentano, isopentano y neopentano (mostrados en Figura 10.7) son 36 °C, 27 °C y 9,5 °C, respectivamente. Aunque estos compuestos están formados por moléculas con la misma fórmula química, C5H12, la diferencia en los puntos de ebullición sugiere que las fuerzas de dispersión en la fase líquida son diferentes, siendo mayores para el n-pentano y menores para el neopentano. La forma alargada del n-pentano proporciona una mayor área superficial disponible para el contacto entre las moléculas, lo que da lugar a fuerzas de dispersión proporcionalmente más fuertes. La forma más compacta del isopentano ofrece una menor área superficial disponible para el contacto intermolecular y, por tanto, fuerzas de dispersión más débiles. Las moléculas de neopentano son las más compactas de las tres, ofreciendo la menor área superficial disponible para el contacto intermolecular y, por tanto, las fuerzas de dispersión más débiles. Este comportamiento es análogo al de las conexiones que pueden formarse entre las tiras de los cierres de la marca VELCRO: cuanto mayor sea el área de contacto de la tira, más fuerte será la conexión.

Se muestran tres imágenes de moléculas. La primera muestra un grupo de grandes esferas grises unidas entre sí y a varias esferas blancas más pequeñas. Hay una línea gris y dentada y luego se muestra la imagen especular del primer grupo de esferas. Encima de estos dos racimos está la marca "Área de contacto pequeña, atracción más débil" y debajo la marca "Punto de ebullición del neopentano: 9,5 grados C". La segunda muestra una cadena de tres esferas grises unidas por la esfera del medio a una cuarta esfera gris. Cada esfera gris está unida a varias esferas blancas más pequeñas. Hay una línea gris irregular y luego aparece la imagen especular de la primera cadena. Encima de estas dos cadenas está la marca "Menos área superficial, menos atracción" y debajo la marca "Punto de ebullición del isopentano: 27 grados C". La tercera imagen muestra una cadena de cinco esferas grises unidas entre sí y a varias esferas blancas más pequeñas. Hay una línea gris irregular y luego aparece la imagen especular de la primera cadena. Encima de estas cadenas está la marca "Gran área de contacto, fuerte atracción" y debajo la marca "Punto de ebullición del n-pentano 36 grados C".
Figura 10.7 La fuerza de las fuerzas de dispersión aumenta con el área de contacto entre las moléculas, como demuestran los puntos de ebullición de estos isómeros de pentano.

La química en la vida cotidiana

Salamanquesas y fuerzas intermoleculares

Las salamanquesas tienen una capacidad asombrosa para adherirse a la mayoría de las superficies. Pueden subir rápidamente por paredes lisas y por techos que no tienen punteras, y lo hacen sin tener ventosas o una sustancia pegajosa en los dedos. Y aunque una salamanquesa puede levantar sus patas con facilidad mientras camina por una superficie, si se intenta cogerlo, se queda pegado a la superficie. ¿Cómo pueden hacer esto, al igual que las arañas y algunos otros insectos? Aunque este fenómeno se lleva investigando desde hace cientos de años, los científicos no han descubierto hasta hace poco los detalles del proceso que permite a las patas de las salamanquesas funcionar de esa manera.

Los dedos de las salamanquesas están cubiertos de cientos de miles de pelos diminutos conocidos como setae (pelillos), y cada seta, a su vez, se ramifica en cientos de puntas diminutas, planas y triangulares llamadas spatulae (espátulas). El gran número de espátulas en sus pelillos proporciona a la salamanquesa, que se muestra en la Figura 10.8, una gran área superficial total para adherirse a una superficie. En el año 2000, Kellar Autumn, que dirige un equipo de investigación multiinstitucional sobre la salamanquesa, descubrió que esta se adhería igual de bien al dióxido de silicio polar y al arseniuro de galio no polar. Esto demostró que las salamanquesas se adhieren a las superficies debido a las fuerzas de dispersión, que son débiles atracciones intermoleculares que surgen de distribuciones de carga temporales y sincronizadas entre moléculas adyacentes. Aunque las fuerzas de dispersión son muy débiles, la atracción total sobre millones de espátulas es lo suficientemente grande como para soportar muchas veces el peso de la salamanquesa.

En 2014, dos científicos desarrollaron un modelo para explicar cómo las salamanquesas pueden pasar rápidamente de "pegajosos" a "no pegajosos." Alex Greaney y Congcong Hu, de la Universidad Estatal de Oregón, describieron cómo las salamanquesas pueden conseguirlo cambiando el ángulo entre sus espátulas y la superficie. Las patas de las salamanquesas, que normalmente no son pegajosas, se vuelven pegajosas cuando se aplica una pequeña fuerza transversal. Al enroscar y desenroscar los dedos de los pies, las salamanquesas pueden alternar entre pegarse y despegarse de una superficie, y así desplazarse fácilmente por ella. Una investigación posterior dirigida por Alyssa Stark, de la Universidad de Akron, demostró que las lagartijas mantienen su agarre en superficies hidrofóbicas (similares a las hojas de sus hábitats) igual de bien si las superficies están húmedas o secas. En el experimento de Stark se utilizó una cinta para tirar suavemente de las lagartijas hasta que resbalaran, de modo que los investigadores pudieran determinar la capacidad de las lagartijas para agarrarse a diversas superficies en condiciones húmedas y secas. Otras investigaciones podrían conducir al desarrollo de mejores adhesivos y otras aplicaciones.

Se muestran tres figuras. La primera es una foto de la parte inferior de la pata de una salamanquesa. La segunda es una versión más grande que muestra los pelillos. La tercera es una versión más grande de los pelillos que muestra las espátulas.
Figura 10.8 Los dedos de las salamanquesas contienen un gran número de pelos diminutos (setae), que se ramifican en muchas puntas triangulares (espátulas). Las salamanquesas se adhieren a las superficies debido a las atracciones de Van der Waals entre la superficie y los millones de espátulas que posee. Cambiando la forma en que las espátulas entran en contacto con la superficie, estos animales pueden activar y desactivar su adhesividad (créditos de la foto: modificación del trabajo de “JC*+A!”/Flickr).

Atracciones dipolo-dipolo

Recordemos del capítulo sobre enlace químico y geometría molecular que las moléculas polares tienen una carga parcial positiva en un lado y una carga parcial negativa en el otro lado de la molécula, una separación de carga llamada dipolo. Analicemos una molécula polar como el cloruro de hidrógeno, HCl. En la molécula de HCl, el átomo de Cl más electronegativo lleva la carga parcial negativa, mientras que el átomo de H menos electronegativo lleva la carga parcial positiva. Una fuerza de atracción entre moléculas de HCl resulta de la atracción entre el extremo positivo de una molécula de HCl y el extremo negativo de otra. Esta fuerza de atracción se denomina atracción dipolo-dipolo, que es la fuerza electrostática entre el extremo parcialmente positivo de una molécula polar y el extremo parcialmente negativo de otra, como se ilustra en la Figura 10.9.

Se muestran dos pares de moléculas en las que cada una tiene un lado azul más grande marcado como "signo delta, signo negativo" y un lado rojo más pequeño marcado como "signo delta, signo positivo". En el primer par, los lados rojos de las dos moléculas están orientados hacia la izquierda y el lado azul hacia la derecha. Una línea horizontal de puntos se encuentra entre ambos. En el segundo par, las moléculas están orientadas hacia arriba y hacia abajo, con los extremos rojo y azul alineados. Entre los extremos rojo y azul se encuentra una línea de puntos horizontal orientada hacia arriba y otra entre los extremos rojo y azul orientada hacia abajo.
Figura 10.9 Esta imagen muestra dos disposiciones de moléculas polares, como el HCl, que permiten una atracción entre el extremo parcial negativo de una molécula y el extremo parcial positivo de otra.

El efecto de la atracción dipolo-dipolo es evidente cuando comparamos las propiedades de las moléculas de HCl con las moléculas no polares de F2. Tanto el HCl como el F2 están formados por el mismo número de átomos y tienen aproximadamente la misma masa molecular. A una temperatura de 150 K, las moléculas de ambas sustancias tendrían la misma KE promedio. Sin embargo, las atracciones dipolo-dipolo entre las moléculas de HCl son suficientes para que se "peguen" y formen un líquido, mientras que las fuerzas de dispersión relativamente más débiles entre las moléculas de F2 no polares no lo son, por lo que esta sustancia es gaseosa a esta temperatura. El mayor punto de ebullición normal del HCl (188 K) en comparación con el F2 (85 K) es un reflejo de la mayor fuerza de las atracciones dipolo-dipolo entre las moléculas de HCl, en comparación con las atracciones entre las moléculas F2 no polares. A menudo utilizaremos valores como los puntos de ebullición o de congelación, o las entalpías de vaporización o de fusión, como indicadores de las fuerzas relativas de las IMF de atracción presentes en diferentes sustancias.

Ejemplo 10.2

Fuerzas dipolo-dipolo y sus efectos

Prediga cuál tendrá el punto de ebullición más alto: N2 o CO. Explique su razonamiento.

Solución

El CO y el N2 son moléculas diatómicas con masas de aproximadamente 28 unidades de masa atómica unificada (u) por lo que experimentan fuerzas de dispersión similares a las de London. Como el CO es una molécula polar, experimenta atracciones dipolo-dipolo. Como el N2 es apolar, sus moléculas no pueden presentar atracciones dipolo-dipolo. Las atracciones dipolo-dipolo entre las moléculas de CO son comparativamente más fuertes que las fuerzas de dispersión entre las moléculas no polares de N2, por lo que se espera que el CO tenga el punto de ebullición más alto.

Compruebe lo aprendido

Prediga cuál tendrá el punto de ebullición más alto: ICl o Br2. Explique su razonamiento.

Respuesta:

ICl. El ICl y el Br2 tienen masas similares (~160 u) y, por tanto, experimentan fuerzas de dispersión de London similares. El ICl es polar y, por tanto, también presenta atracciones dipolo-dipolo; el Br2 es no polar y no lo hace. Las atracciones dipolo-dipolo relativamente más fuertes requieren más energía para superarlas, por lo que el ICl tendrá el punto de ebullición más alto.

Enlace de hidrógeno

El fluoruro de nitrosilo (ONF, masa molecular 49 u) es un gas a temperatura ambiente. El agua (H2O, masa molecular 18 u) es un líquido, aunque tenga una masa molecular menor. Está claro que no podemos atribuir esta diferencia entre los dos compuestos a las fuerzas de dispersión. Ambas moléculas tienen más o menos la misma forma y el ONF es la molécula más pesada y grande. Por lo tanto, se espera que experimente fuerzas de dispersión más significativas. Además, no podemos atribuir esta diferencia en los puntos de ebullición a las diferencias en los momentos dipolares de las moléculas. Ambas moléculas son polares y presentan momentos dipolares comparables. La gran diferencia entre los puntos de ebullición se debe a una atracción dipolar especialmente fuerte que puede producirse cuando una molécula contiene un átomo de hidrógeno unido a un átomo de flúor, oxígeno o nitrógeno (los tres elementos más electronegativos). La gran diferencia de electronegatividad entre el átomo de H (2,1) y el átomo al que está unido (4,0 para un átomo de F, 3,5 para un átomo de O o 3,0 para un átomo de N), combinada con el tamaño muy pequeño de un átomo de H y los tamaños relativamente pequeños de los átomos de F, O o N, conduce a cargas parciales muy concentradas con estos átomos. Las moléculas con fracciones de F-H, O-H o N-H se sienten muy atraídas por fracciones similares de moléculas cercanas, un tipo de atracción dipolar especialmente fuerte que se denomina enlace de hidrógeno. Algunos ejemplos de enlaces de hidrógeno son HF⋯HF, H2O⋯HOH, y H3N⋯HNH2, en los que los enlaces de hidrógeno se indican con puntos. La Figura 10.10 ilustra los enlaces de hidrógeno entre moléculas de agua.

Se muestran cinco moléculas de agua que están cerca unas de otras, pero que no se tocan. Una línea de puntos se encuentra entre muchos de los átomos de hidrógeno de una molécula y el átomo de oxígeno de otra.
Figura 10.10 Las moléculas de agua participan en múltiples interacciones de enlace de hidrógeno con moléculas de agua cercanas.

A pesar del uso de la palabra "enlace", tenga en cuenta que los enlaces de hidrógeno son fuerzas de atracción intermoleculares, no fuerzas de atracción intramoleculares (enlaces covalentes). Los enlaces de hidrógeno son mucho más débiles que los enlaces covalentes, solo entre un 5 y un 10 % más fuertes, pero en general son mucho más fuertes que otras atracciones dipolo-dipolo y fuerzas de dispersión.

Los enlaces de hidrógeno tienen un efecto pronunciado en las propiedades de las fases condensadas (líquidos y sólidos). Por ejemplo, considere las tendencias de los puntos de ebullición de los hidruros binarios del grupo 15 (NH3, PH3, AsH3, y SbH3), de los hidruros del grupo 16 (H2O, H2S, H2Se, y H2Te) y los hidruros del grupo 17 (HF, HCl, HBr y HI). Los puntos de ebullición de los tres hidruros más pesados de cada grupo se representan en la Figura 10.11. A medida que avanzamos por cualquiera de estos grupos, las polaridades de las moléculas disminuyen ligeramente, mientras que los tamaños de las moléculas aumentan sustancialmente. El efecto de las fuerzas de dispersión cada vez más fuertes domina al de las atracciones dipolo-dipolo cada vez más débiles, y se observa que los puntos de ebullición aumentan constantemente.

Se muestra un gráfico de líneas en el que el eje y está marcado como "Punto de ebullición (signo de grado, C)" y tiene valores de " negativo 150" a "150" de abajo a arriba en incrementos de 50. El eje x se denomina "Periodo" y tiene valores de "0" a "5" en incrementos de 1. En el gráfico se muestran tres líneas, marcadas en la leyenda. La línea roja está marcada como "familia de los halógenos", la azul como "familia del oxígeno" y la verde como "familia del nitrógeno". El primer punto de la línea roja está marcado como "signo de interrogación" y se encuentra en el punto "2, negativo 120". El segundo punto de la línea se denomina "H C l" y está en el punto "3, negativo 80", mientras que el tercer punto de la línea se denomina "H B r" y está en el punto "4, negativo 60". El cuarto punto de la línea está marcado como "H I" y está en el punto "5, negativo 40". El primer punto de la línea verde está marcado como "signo de interrogación" y se encuentra en el punto "2, negativo 125". El segundo punto de la línea se denomina "P H, subíndice 3" y está en el punto "3, negativo 80", mientras que el tercer punto de la línea se denomina "A s H, subíndice 3" y está en el punto "4, negativo 55". El cuarto punto de la línea está marcado como "S b H, subíndice 3" y está en el punto "5, negativo 10". El primer punto de la línea azul está marcado como "signo de interrogación" y se encuentra en el punto "2, negativo 80". El segundo punto de la recta se denomina "H, subíndice 2, S" y está en el punto "3, negativo 55", mientras que el tercer punto de la recta se denomina "H, subíndice 2, S e" y está en el punto "4, negativo 45". El cuarto punto de la línea está marcado como "H, subíndice 2, T e" y está en el punto "5, negativo 3".
Figura 10.11 En los hidruros de los grupos 15, 16 y 17 los puntos de ebullición de cada clase de compuestos aumentan con el incremento de la masa molecular de los elementos de los periodos 3, 4 y 5.

Si utilizamos esta tendencia para predecir los puntos de ebullición del hidruro más ligero de cada grupo, esperaríamos que el NH3 hirviera a unos -120 °C, el H2O a unos -80 °C y el HF a unos -110 °C. Sin embargo, cuando medimos los puntos de ebullición de estos compuestos, descubrimos que son drásticamente más altos de lo que predecían las tendencias, como se muestra en la Figura 10.12. El marcado contraste entre nuestras predicciones ingenuas y la realidad proporciona una prueba convincente de la fuerza del enlace de hidrógeno.

Se muestra un gráfico de líneas en el que el eje y está marcado como "Punto de ebullición, (signo de grado, C)" y tiene valores de "negativo 150" a "150" de abajo a arriba en incrementos de 50. El eje x se denomina "Periodo" y tiene valores de "0" a "5" en incrementos de 1. En el gráfico se muestran tres líneas, marcadas en la leyenda. La línea roja está marcada como "familia de los halógenos", la azul como "familia del oxígeno" y la verde como "familia del nitrógeno". El primer punto de la línea roja está marcado como "H F" y está en el punto "2, 25". El segundo punto de la recta se denomina "H C l" y está en el punto "3, negativo 80" mientras que el tercer punto de la recta se denomina "H B r" y está en el punto "4, negativo 60". El cuarto punto de la línea está marcado como "H I" y está en el punto "5, negativo 40". El primer punto de la línea verde está marcado como "N H, subíndice 3" y se encuentra en el punto "2, negativo 40". El segundo punto de la línea se denomina "P H, subíndice 3" y está en el punto "3, negativo 80", mientras que el tercer punto de la línea se denomina "A s H, subíndice 3" y está en el punto "4, negativo 55". El cuarto punto de la línea está marcado como "S b H, subíndice 3" y está en el punto "5, negativo 10". El primer punto de la línea azul está marcado como "H, subíndice 2, O" y está en el punto "2, 100". El segundo punto de la recta se denomina "H, subíndice 2, S" y está en el punto "3, negativo 55", mientras que el tercer punto de la recta se denomina "H, subíndice 2, S e" y está en el punto "4, negativo 45". El cuarto punto de la línea está marcado como "H, subíndice 2, T e" y está en el punto "5, negativo 3".
Figura 10.12 En comparación con los periodos 3 - 5, los hidruros binarios de los elementos del periodo 2 de los grupos 17, 16 y 15 (F, O y N, respectivamente) presentan puntos de ebullición anómalamente altos debido al enlace de hidrógeno.

Ejemplo 10.3

Efecto del enlace de hidrógeno en los puntos de ebullición

Consideremos los compuestos dimetiléter (CH3OCH3), etanol (CH3CH2OH) y propano (CH3CH2CH3). Sus puntos de ebullición, no necesariamente en orden, son -42,1 °C, -24,8 °C y 78,4 °C. Empareje cada compuesto con su punto de ebullición. Explique su razonamiento.

Solución

Las formas predichas por la VSEPR de CH3OCH3, CH3CH2OH y CH3CH2CH3 son similares, al igual que sus masas molares (46 g/mol, 46 g/mol y 44 g/mol, respectivamente), por lo que presentarán fuerzas de dispersión similares. Ya que el CH3CH2CH3 es no polar, puede presentar solo fuerzas de dispersión. Como el CH3OCH3 es polar, también experimentará atracciones dipolo-dipolo. Por último, el CH3CH2OH tiene un grupo -OH, por lo que experimentará la atracción dipolo-dipolo excepcionalmente fuerte conocida como enlace de hidrógeno. Por lo tanto, la ordenación en términos de fuerza de las IMF, y por tanto de los puntos de ebullición, es CH3CH2CH3 < CH3OCH3 < CH3CH2OH. El punto de ebullición del propano es de −42,1 °C el punto de ebullición del dimetiléter es de −24,8 °C y el punto de ebullición del etanol es de 78,5 °C.

Compruebe lo aprendido

El etano (CH3CH3) tiene un punto de fusión de -183 °C y un punto de ebullición de -89 °C. Prediga los puntos de fusión y ebullición de la metilamina (CH3NH2). Explique su razonamiento.

Respuesta:

Se prevé que el punto de fusión y el punto de ebullición de la metilamina sean significativamente mayores que los del etano. CH3CH3 y CH3NH2 son similares en tamaño y masa, pero la metilamina posee un grupo -NH y, por tanto, puede presentar enlaces de hidrógeno. Esto aumenta en gran medida sus IMF y, por tanto, sus puntos de fusión y ebullición. Es difícil predecir los valores, pero los valores conocidos son un punto de fusión de −93 °C y un punto de ebullición de −6 °C.

Cómo se interconectan las ciencias

Enlace de hidrógeno y ADN

El ácido desoxirribonucleico (ADN) se encuentra en todos los organismos vivos y contiene la información genética que determina las características del organismo, proporciona el modelo para fabricar las proteínas necesarias para la vida y sirve de plantilla para transmitir esta información a la descendencia del organismo. Una molécula de ADN está formada por dos cadenas (anti)paralelas de nucleótidos repetidos, que forman su conocida estructura de doble hélice, como se muestra en la Figura 10.13.

Se muestran dos imágenes. La primera se encuentra en la parte izquierda de la página y muestra una estructura helicoidal como una escalera de caracol en la que los peldaños de la escalera, marcados como "Par de bases", son barras emparejadas de color rojo, amarillo, verde y azul. Las barras rojas y amarillas, que siempre están emparejadas, están marcadas en la leyenda, titulada "Bases nitrogenadas", como "adenina" y "timina", respectivamente. Las barras azul y verde, que siempre están emparejadas, están marcadas en la leyenda como "guanina" y "citosina", respectivamente. En la parte superior de la estructura helicoidal, el carril de la izquierda, o "Azúcar, guion, columna vertebral de fosfato", está marcado como "3, primo", mientras que el de la derecha está marcado como "5, primo". Estas marcas se invierten en la parte inferior de la hélice. A la derecha de la página hay una gran estructura de Lewis. La esquina superior izquierda de esta estructura, marcada como "5, primo", muestra un átomo de fósforo con un enlace simple a tres átomos de oxígeno, uno de los cuales tiene una carga negativa en superíndice, y un doble enlace con un cuarto átomo de oxígeno. Uno de los átomos de oxígeno con enlace simple está unido a la esquina izquierda de un anillo de cinco miembros con un átomo de oxígeno en su punto superior y que está unido a un átomo de oxígeno en la parte inferior izquierda. Este átomo de oxígeno está unido de forma simple a un átomo de fósforo que tiene un enlace simple con otros dos átomos de hidrógeno y un doble enlace con un cuarto átomo de oxígeno. El inferior izquierdo de estos átomos de oxígeno tiene un enlace simple con otro átomo de oxígeno que tiene un enlace simple con un anillo de cinco miembros con un oxígeno en el sitio de unión superior. La parte inferior izquierda de este anillo lleva unido un grupo hidroxilo, mientras que el carbono superior derecho tiene un enlace simple con un átomo de nitrógeno que forma parte de un anillo de cinco miembros, enlazado a otro de seis. Ambos anillos tienen puntos de insaturación y átomos de nitrógeno unidos en sus estructuras. En el lado derecho del anillo de seis miembros hay dos grupos aminos de enlace simple y un oxígeno de doble enlace. Tres líneas punteadas separadas se extienden desde estos sitios hasta los sitios correspondientes en un segundo anillo de seis miembros. Este anillo tiene puntos de insaturación y un átomo de nitrógeno en la posición de enlace inferior derecha que tiene un enlace simple con un anillo de cinco miembros en el lado derecho de la imagen. Este anillo está unido a un carbono a su vez unido con enlace simple a un oxígeno que a su vez tiene un enlace simple con un fósforo. El fósforo tiene un enlace simple con otros dos átomos de oxígeno y un doble enlace con un cuarto átomo de oxígeno. Este grupo está marcado como "5, primo". El anillo de cinco miembros también está enlazado en la parte superior a un oxígeno a su vez enlazado con un fósforo que tiene un enlace simple con otros dos átomos de oxígeno y un doble enlace con un cuarto átomo de oxígeno. El oxígeno superior izquierdo de este grupo tiene un enlace simple con un carbono que a su vez tiene un enlace simple con un anillo de cinco miembros con un oxígeno en la posición de enlace inferior. Este anillo tiene un grupo hidroxilo en su parte superior derecha que está marcado como "3, primo" y está enlazado por el lado izquierdo a un nitrógeno que es miembro de un anillo de cinco miembros. Este anillo está unido a un anillo de seis miembros y ambos tienen puntos de insaturación. Este anillo tiene un nitrógeno en el lado izquierdo, así como un grupo amina, que tienen dos líneas de puntos que van desde ellos a un oxígeno y un grupo amina en un anillo de seis miembros. Estas líneas punteadas se denominan "Enlaces de hidrógeno". El anillo de seis miembros también tiene un oxígeno de doble enlace en su lado inferior y un átomo de nitrógeno en su lado izquierdo que tiene un enlace simple con un anillo de cinco miembros. Este anillo se conecta a los dos grupos de fosfato mencionados al principio para formar un gran círculo. El nombre "guanina" está escrito en la parte inferior izquierda de esta imagen, mientras que el nombre "citosina" está escrito en la parte inferior derecha. El nombre "timina" está escrito encima de la parte derecha de la imagen y "adenina" está escrito en la parte superior derecha. Debajo de las imágenes se indican tres secciones en las que la izquierda está marcada como "Azúcar, guion, columna vertebral de fosfato", la del medio como "Bases" y la de la derecha como "Azúcar, guion, columna vertebral de fosfato".
Figura 10.13 Dos moléculas de ADN separadas forman una hélice de doble cadena en la que las moléculas se mantienen unidas mediante enlaces de hidrógeno (créditos: modificación del trabajo de Jerome Walker, Dennis Myts).

Cada nucleótido contiene un azúcar (desoxirribosa) unido a un grupo fosfato en un lado, y una de las cuatro bases nitrogenadas en el otro. Dos de las bases, la citosina (C) y la timina (T), son estructuras de un solo anillo conocidas como pirimidinas. Las otras dos, la adenina (A) y la guanina (G), son estructuras de doble anillo llamadas purinas. Estas bases forman pares de bases complementarias compuestas por una purina y una pirimidina, donde la adenina se empareja con la timina y la citosina con la guanina. Cada par de bases se mantiene unido por enlaces de hidrógeno. A y T comparten dos enlaces de hidrógeno, C y G comparten tres, y ambos emparejamientos tienen una forma y estructura similares como muestra la Figura 10.14.

Se muestra una gran estructura de Lewis. La esquina superior izquierda de esta estructura, marcada como "5, primo", muestra un átomo de fósforo con un enlace simple a tres átomos de oxígeno, uno de los cuales tiene una carga negativa en superíndice, y un doble enlace con un cuarto átomo de oxígeno. Uno de los átomos de oxígeno con enlace simple está unido a la esquina izquierda de un anillo de cinco miembros con un átomo de oxígeno en su punto superior y que está unido a un átomo de oxígeno en la parte inferior izquierda. Este átomo de oxígeno está unido de forma simple a un átomo de fósforo que tiene un enlace simple con otros dos átomos de hidrógeno y un doble enlace con un cuarto átomo de oxígeno. El inferior izquierdo de estos átomos de oxígeno tiene un enlace simple con otro átomo de oxígeno que tiene un enlace simple con un anillo de cinco miembros con un oxígeno en el sitio de unión superior. La parte inferior izquierda de este anillo lleva unido un grupo hidroxilo, mientras que el carbono superior derecho tiene un enlace simple con un átomo de nitrógeno que forma parte de un anillo de cinco miembros, enlazado a otro de seis. Ambos anillos tienen puntos de insaturación y átomos de nitrógeno unidos en sus estructuras. En el lado derecho del anillo de seis miembros hay dos grupos aminos de enlace simple y un oxígeno de doble enlace. Tres líneas punteadas separadas se extienden desde estos sitios hasta los sitios correspondientes en un segundo anillo de seis miembros. Este anillo tiene puntos de insaturación y un átomo de nitrógeno en la posición de enlace inferior derecha que tiene un enlace simple con un anillo de cinco miembros en el lado derecho de la imagen. Este anillo está unido a un carbono a su vez unido con enlace simple a un oxígeno que a su vez tiene un enlace simple con un fósforo. El fósforo tiene un enlace simple con otros dos átomos de oxígeno y un doble enlace con un cuarto átomo de oxígeno. Este grupo está marcado como "5, primo". El anillo de cinco miembros también está enlazado en la parte superior a un oxígeno a su vez enlazado con un fósforo que tiene un enlace simple con otros dos átomos de oxígeno y un doble enlace con un cuarto átomo de oxígeno. El oxígeno superior izquierdo de este grupo tiene un enlace simple con un carbono que a su vez tiene un enlace simple con un anillo de cinco miembros con un oxígeno en la posición de enlace inferior. Este anillo tiene un grupo hidroxilo en su parte superior derecha que está marcado como "3, primo" y está enlazado por el lado izquierdo a un nitrógeno que es miembro de un anillo de cinco miembros. Este anillo está unido a un anillo de seis miembros y ambos tienen puntos de insaturación. Este anillo tiene un nitrógeno en el lado izquierdo, así como un grupo amina, que tienen dos líneas de puntos que van desde ellos a un oxígeno y un grupo amina en un anillo de seis miembros. Estas líneas punteadas se denominan "Enlaces de hidrógeno". El anillo de seis miembros también tiene un oxígeno de doble enlace en su lado inferior y un átomo de nitrógeno en su lado izquierdo que tiene un enlace simple con un anillo de cinco miembros. Este anillo se conecta a los dos grupos de fosfato mencionados al principio para formar un gran círculo. El nombre "guanina" está escrito en la parte inferior izquierda de esta imagen, mientras que el nombre "citosina" está escrito en la parte inferior derecha. El nombre "timina" está escrito encima de la parte derecha de la imagen y "adenina" está escrito en la parte superior derecha. Debajo de las imágenes se indican tres secciones en las que la izquierda está marcada como "Azúcar, guion, columna vertebral de fosfato", la del medio como "Bases" y la de la derecha como "Azúcar, guion, columna vertebral de fosfato".
Figura 10.14 Las geometrías de las moléculas de las bases forman un enlace de hidrógeno máximo entre la adenina y la timina (AT) y entre la guanina y la citosina (GC), los llamados "pares de bases complementarias".

El efecto acumulativo de millones de enlaces de hidrógeno mantiene unidas las dos cadenas de ADN. Es importante destacar que las dos cadenas de ADN pueden "desprenderse" con relativa facilidad por el centro, ya que los enlaces de hidrógeno son relativamente débiles en comparación con los enlaces covalentes que mantienen unidos los átomos de las moléculas individuales de ADN. Esto permite que ambas hebras funcionen como una plantilla para la replicación.

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