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Enlaces Químicos y Estados de la Materia 1.- Concepto de enlace químico Mientras que sólo hay alrededor de 118 elementos catalogados en la tabla periódica, obviamente hay más substancias en la naturaleza que los 118 elementos puros. Esto es porque los átomos pueden reaccionar unos con otros para formar nuevas substancias denominadas compuestos. Un compuesto se forma cuando dos o más átomos se enlazan químicamente. El compuesto que resulta de este enlace es químicamente y físicamente único y diferente de sus átomos originarios. Miremos un ejemplo: El elemento sodio es un metal de color plateado que reacciona tan violentamente con el agua que produce llamas cuando el sodio se moja. El elemento cloro es un gas de color verdoso que es tan venenoso que fue usado como un arma en la Primera Guerra Mundial. Cuando estos átomos se enlazan, estas dos peligrosas substancias forman un compuesto, el cloruro de sodio. Un compuesto iónico típico, sólido quebradizo de alto punto de ebullición (801 °C) que conduce la corriente eléctrica en estado fundido y en solución acuosa. Este es un compuesto tan inofensivo que lo comemos todos los días (sal de mesa común).

+

Metal de sodio (Na)

Gas de Cloro (Cl2)

Sal de mesa (NaCl)

El moderno conocimiento de la estructura y comportamiento de la materia a escala atómica explica con éxito las propiedades de la materia a gran escala. Un concepto importante es el de electrones de valencia, que se refiere a los electrones más débilmente atraídos por el núcleo del átomo (electrones del último nivel de energía o electrones de envoltura de valencia) y que pueden intervenir en la formación del enlace químico. Si un átomo no forma compuestos es porque sus átomos presentan gran resistencia a ser modificados, este es el caso de los gases nobles o inertes, que se caracterizan por su escasa o nula reactividad química, es decir, son muy estables. La evidencia de esta estabilidad esta demostrado en el hecho de que retienen sus electrones con mucha fuerza, tienen su último nivel energético completo. Los átomos de todos los gases nobles a excepción del helio, que tiene dos, tienen 8 electrones de valencia (regla del octeto), que es particularmente estable. En 1916, el químico americano Gilbert N. Lewis (1875-1946) propuso que los enlaces químicos se formaban entre los átomos porque los electrones de valencia de los átomos interactuaban entre ellos. Lewis había observado que muchos elementos eran más estables cuando ellos contenían ocho electrones en su envoltura de valencia, razón por la cual, sugirió que los átomos con menos de ocho Área de Química

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electrones de valencia se enlazaban para compartir electrones y completar sus envolturas de valencia (regla del octeto). De modo, que cuando se habla de otros átomos y de las uniones que se establecen entre ellos, siempre se hace referencia a los electrones que le faltan o le sobran para que la configuración electrónica de su último nivel de energía sea similar a la del gas noble más cercano, es decir, se cumpla con la regla del octeto. Mientras que algunas de las predicciones de Lewis han sido desde entonces probadas como incorrectas, su trabajo estableció la base de lo que se conoce hoy en día sobre los enlaces químicos. Sabemos que cuando los átomos forman compuestos, ganan, pierden o comparten electrones de valencia para adquirir la configuración del gas noble más cercano. Esto nos permite establecer que hay dos principales tipos de enlaces químicos: enlaces iónicos y enlaces covalentes.

1.1.-

Enlaces Iónicos

En estado fundamental los átomos tienen la misma cantidad de protones y electrones, es decir son eléctricamente neutros. Sin embargo, en determinadas ocasiones los átomos pueden ganar o ceder electrones, con lo cual el número de protones no es igual al número de electrones resultando una carga neta positiva (quien pierde los electrones) o una carga neta negativa (quien gana los electrones), formando los iones denominados catión y anión. Se denomina catión a la especie cargada positivamente y anión a la especie cargada negativamente. En los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente de un átomo a otro. Durante este proceso de perder o ganar electrones cargados negativamente, los átomos que reaccionan forman iones (catión y anión), Los iones cargados de manera opuesta se atraen entre ellos a través de fuerzas electroestáticas son la base del enlace iónico. Por ejemplo, durante la reacción del sodio el cloro (figura N°1): el sodio (en la izquierda) pierde su único electrón de valencia transfiriéndolo cloro (a la derecha), resultando en un ión de sodio cargado positivamente (izquierda) y un ión de cloro cargado negativamente (derecha). Nótese que cuando el sodio pierde su electrón de valencia, se hace más pequeño, mientras el cloro, cuando adquiere un electrón adicional, se más grande. Esto es típico de los tamaños relativos iones a átomos. Después que la reacción tiene lugar, iones cargado Na+ (catión) y Cl- (anión) se sujetan gracias a las fuerzas de atracción electroestáticas, formando así un enlace iónico.

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que con al

que hace de los

Figura N°1

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Los compuestos iónicos comparten muchas características en común:    

Los enlaces iónicos se forman entre metales y no metales, es decir, un átomo altamente electropositivo (energía de ionización baja) y otro fuertemente electronegativo (elevada electroafinidad) Los compuestos iónicos son altamente polares, razón por la cual se disuelven fácilmente en el agua y otros solventes polares, En estado fundido y en solución acuosa, los compuestos iónicos conducen fácilmente la electricidad, Los compuestos iónicos presentan fuerzas de atracción intermoleculares fuertes, por lo que tienden a formar sólidos cristalinos con puntos de fusión y ebullición muy altos.

Esta última característica es un resultado de las fuerzas intermoleculares (fuerzas entre las moléculas) en los sólidos iónicos. Si consideramos un cristal sólido de cloruro de sodio, el sólido está hecho de muchos iones de sodio cargados positivamente (dibujados a la derecha como pequeñas esferas grises) y un número igual de iones de cloro cargados negativamente (esferas verdes). Debido a la interacción de los iones cargados, los iones de sodio y de cloro están organizados alternadamente como demuestra el esquema a la derecha. Cada ión de sodio es atraído igualmente por todos sus iones de cloro vecinos, y de la misma manera por la atracción del cloruro de sodio. El concepto de una molécula sola se vuelve borroso en cristales iónicos ya que el sólido existe como un sistema continuo. Las fuerzas entre las moléculas son comparables a las fuerzas dentro de la molécula, y los compuestos iónicos tienden a formar como resultado cristales sólidos con altos puntos de fusión.

1.2.-

Cristal de Cloruro de Sodio

Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Cl-1 Na+1 Esquema de Cristal NaCl

Figura N°2

Enlace Covalentes

El segundo tipo de enlace químico ocurre cuando los átomos comparten electrones. Al contrario de los enlaces iónicos en los cuales ocurre una transferencia completa de electrones, el enlace covalente ocurre cuando dos (o más) átomos comparten electrones. El enlace covalente ocurre porque los átomos en el compuesto tienen una tendencia similar hacia los electrones (generalmente para ganar electrones, electronegatividad). Esto ocurre comúnmente cuando dos no metales se enlazan. Ya que ninguno de los átomos que participan en el enlace querrá ganar electrones, estos elementos compartirán electrones para poder llenar sus envolturas de valencia. Un buen ejemplo de un enlace covalente es ese que ocurre entre dos átomos de hidrógeno. Los átomos de hidrógeno (H) tienen un electrón de valencia. Puesto que la capacidad de esta envoltura es de dos electrones (gas noble más cercano el helio con 2 electrones en su envoltura de valencia) cada átomo hidrógeno querrá recoger un segundo electrón. En un esfuerzo por recoger un segundo electrón, el átomo de hidrógeno reaccionará con átomos de hidrógeno vecinos para formar el compuesto hidrógeno molecular (H2). Ya que el compuesto de hidrógeno es una combinación de átomos iguales, los átomos compartirán el par electrones, formando así un enlace covalente. Área de Química

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Para cada par de electrones compartidos entre dos átomos, se forma un enlace covalente único (enlace covalente simple). Algunos átomos pueden compartir más de un par de electrones, formando enlaces covalentes múltiples. Por ejemplo, el oxígeno (que tiene seis electrones de valencia) necesita dos electrones para completar su envoltura de valencia. Cuando dos átomos de oxígeno forman el compuesto O2, ellos comparten dos pares de electrones, formando dos enlaces covalentes (enlace covalente doble); el nitrógeno (que tiene cinco electrones de valencia) necesita tres electrones para completar su envoltura de valencia. Cuando dos átomos de nitrógeno forman el compuesto N2, ellos comparten tres pares de electrones, formando tres enlaces covalentes (enlace covalente triple). Las estructuras de puntos de Lewis son una taquigrafía para representar los electrones de valencia de un átomo. En la siguiente tabla están las estructuras de puntos de Lewis para los átomos de los dos primeros períodos de la Tabla Periódica.

Las Estructuras de Puntos de Lewis

Las estructuras de Lewis también pueden ser usadas para mostrar el enlace entre átomos. Los electrones que se enlazan se colocan entre los átomos y pueden ser representados por un par de puntos, o un guión (cada guión representa un par de electrones, o un enlace). A continuación, se señalan las estructuras de Lewis para el compuesto H2, el O2, y el N2.

H2

H:H

O2

O O

N2

N N

H-H

O

N

O

N

Nótese que algunos electrones de valencia no intervienen en la formación del enlace covalente (ver la estructura de Lewis del compuesto O2 y N2); estos reciben el nombre de electrones no enlazados o pares de electrones libres. El enlace covalente, independiente de que sea simple, doble o triple, se subdivide en dos tipos el Enlace covalente puro o no polar y enlace covalente polar. Las moléculas H2, O2 y N2 son un buen ejemplo del primer tipo de enlace covalente: el enlace puro o no polar, ya que ambos átomos en la molécula tienen una igual atracción (o afinidad) hacia los electrones. Los electrones que se enlazan son igualmente compartidos por los dos átomos, y se forma un enlace covalente no polar. Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un enlace no polar. Área de Química

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Un enlace covalente polar se forma cuando los electrones no son igualmente compartidos entre los dos átomos. Los enlaces covalentes polares ocurren porque un átomo tiene una mayor afinidad hacia los electrones que el otro (mayor electronegatividad), sin embargo, no tanta como para empujar completamente los electrones y formar un enlace iónico. En un enlace covalente polar, los electrones que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo más electronegativo. Un enlace covalente polar se puede considerar como intermedio entre un enlace covalente puro y un enlace iónico. Un buen ejemplo del enlace polar covalente es el enlace hidrógeno - oxígeno en la molécula de agua. Las moléculas de agua contienen dos átomos de hidrógeno (dibujados en rojo) enlazados a un átomo de oxígeno (en azul). El oxígeno, con seis electrones de valencia, necesita dos electrones adicionales para completar su envoltura de valencia. Cada hidrógeno contiene un electrón. Por consiguiente el oxígeno comparte los electrones de dos átomos de hidrógeno para completar su propia envoltura de valencia, y en cambio, comparte dos de sus propios electrones con cada hidrógeno, completando la envoltura de valencia del hidrógeno.

H2O: una molécula de agua

La principal diferencia entre el enlace H-O en el agua y el enlace H-H, es el grado de los electrones compartidos. El gran átomo de oxígeno tiene una mayor afinidad hacia los electrones que los pequeños átomos de hidrógeno, haciendo que no se compartan en igual magnitud el par de electrones de enlace. Ya que el oxígeno tiene una mayor electronegatividad que el hidrógeno, el átomo de oxígeno adquiere una carga parcial negativa (zona negativa) y los átomos de hidrógeno una parcial carga positiva (zona positiva).



H

O



H 

Los compuestos covalentes comparten muchas características en común:     

Los enlaces covalentes se forman entre los no metales, es decir, átomos con electronegatividades iguales o similares, Los compuestos covalentes son parcialmente polares o no polares, razón por la cual son, en general, insoluble en el agua y otros solventes polares, En estado fundido y en solución acuosa, los compuestos covalentes no conducen la electricidad, Los compuestos covalentes presentan fuerzas de atracción intermoleculares débiles por lo que tienden a presentarse como líquidos o gases, es decir, presentan puntos de fusión y ebullición bajos (menores a 350 °C) Al contrario de los compuestos iónicos, los compuestos covalentes existen como verdaderas moléculas.

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2.- Determinación del tipo de enlace químico a partir de la electronegatividad. Los electrones que participan en la formación del enlace químico no siempre se distribuyen del mismo modo entre los átomos unidos. La distribución de los electrones entre los átomos depende de la fuerza de atracción por parte del núcleo de cada átomo sobre los electrones de enlace. La electronegatividad se define como la habilidad de un átomo para atraer hacia si los electrones de otro átomo para formar una unión química, es decir, la fuerza relativa de atracción del núcleo de un átomo sobre los electrones de enlace. Con base ha este hecho, se ha diseñado una escala de electronegatividad va desde 0,7 a 4,0. Así, los metales tienen valores de electronegatividad bajos, puesto que presentan energía de ionización y electro afinidad baja (tienen tendencia a ceder sus electrones de valencia), mientras que los no metales presentan valores de electronegatividad más altos, puesto que presentan energía de ionización y electro afinidad altos. De manera que, el átomo menos electronegativo es el Francio (Fr) con una electronegatividad (EN) = 0,7 y el Fluor (F) el átomo más electronegativos con una 4,0. El concepto de electronegatividad es útil, puesto que da la oportunidad de predecir el tipo de enlace que se forma entre dos átomos. Mientras mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los átomos que van a formar el enlace mayor será su polaridad, es decir, mayor es la probabilidad de que el enlace sea iónico. Por el contrario, cuando se ponen en contacto átomos con electronegatividades semejantes, hay mayor probabilidad de que el enlace tenga un carácter menos polar, es decir con mayor carácter covalente. En el siguiente cuadro se señalan los límites de diferencias de electronegatividades para determinar el tipo de enlace que se produce entre dos átomos. Tipo de enlace

Diferencia de electronegatividad (EN)

Enlace iónico

Mayor o igual a 1,7

Enlace covalente polar

Menor a 1,7 pero mayor o igual a 0,5

Enlace covalente puro o no polar

Menor a 0,5

3.- Estados de la materia Todo lo que nos rodea está constituido por moléculas. Los estados en los cuales se presenta la materia son una manifestación de las fuerzas de atracción que mantienen unidas a las moléculas (Fuerzas o uniones intermoleculares). Las fuerzas intermoleculares son el resultado de la geometría molecular y la polaridad de los enlaces covalentes. Los electrones en los átomos se sitúan en orbitales atómicos y cuando los átomos se combinan para formar moléculas, los electrones se sitúan en orbitales moleculares (recubrimiento máximo), y ya no pertenecen a un átomo determinado sino a toda la molécula. Como los orbitales atómicos tienen formas geométricas determinadas, el recubrimiento máximo se llevará a cabo en direcciones concretas, geometría molecular. De ahí se deduce que el enlace covalente presenta un carácter fuertemente dirigido e impone formas geométricas características a las moléculas. Área de Química

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La polaridad de un enlace se mide con el momento dipolar, que se define como el producto de la carga y la distancia entre los núcleos de los átomos que forman el enlace; la unidad para medir los momentos dipolares es el Debyes y sus valores oscilan de 0 a 11 Debyes). Como el momento dipolar es una magnitud vectorial, para determinar si la polaridad de una molécula poliátomica es o no polar habrá que hacer la suma vectorial de los momentos dipolares correspondiente a cada enlace covalente polar y en consecuencia considerar su geometría molecular. A pesar de que la medición del momento dipolar no informa específicamente sobre la longitud o ángulos de enlace, si lo hace con respecto a la geometría global de una molécula. Esto hace suponer que moléculas que posean enlaces covalentes polares pueden tener un momento dipolar total cero, debido a su geometría simétrica. Observe el siguiente cuadro:

Por ejemplo, en la molécula de CO2, los enlace C=O son enlaces del tipo covalente polar y presenta una geometría lineal, ángulo de 180° respecto del átomo central (el carbono), es decir, es una molécula totalmente simétrica, presenta un momento dipolar total nulo, lo que hace que la molécula sea no polar. En cambio, en la molécula de H2O, los enlaces O-H son enlaces del tipo covalente polar y presenta una geometría angular, ángulos de 104,5° respecto del átomo central (el oxígeno), es decir, la molécula presenta una asimetría, es decir, un momento dipolar total no nulo, lo que hace que la molécula sea polar. Las moléculas biatómicas son necesariamente lineales (ángulos de enlace 180°), y consecuencia si el enlace es covalente polar la molécula será polar, pero las constituidas por tres o más átomos presentan algunas complicaciones como observamos en el cuadro anterior. Para determinar la forma de la molécula (geometría molecular y ángulos de enlace) debemos considerar las uniones químicas y los pares de electrones libres (si los presenta) respecto de un átomo central. Por ejemplo, analicemos las siguientes moléculas sencillas: H2O, NH3 y CH4.

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En el caso de la molécula de agua (H2O), la estructura de punto de Lewis, como se ve en la figura, nos señala que existen dos uniones químicas (enlaces covalentes polares) y que el átomo de oxígeno presenta dos pares de electrones libres, en consecuencia, la hibridación1 del átomo de oxígeno en este caso corresponde a un sp3, lo que implica una orientación de las uniones químicas en un ángulo de 104,5° (geometría angular).

En el caso de la molécula de amoniaco (NH3), la estructura de punto de Lewis nos señala que existen tres uniones químicas (enlaces covalentes polares) y que el átomo de nitrógeno presenta un pares de electrones libres (ver figura), en consecuencia, la hibridación del áto mo de nitrógeno en este caso corresponde a un sp3, lo que implica una orientación de las uniones químicas en un ángulo de 107° (geometría pirámide trigonal).

En el caso de la molécula de amoniaco (CH4), la estructura de punto de Lewis nos señala que existen cuatro uniones químicas (enlaces covalentes no polares) y que el átomo de carbono no presenta pares de electrones libres (ver figura), en consecuencia, la hibridación del átomo de carbono en este caso corresponde a un sp3, lo que implica una orientación de las uniones químicas en un ángulo de 109,5° (geometría tetraédrica).

O H

H

N H

H

H

H H

C

H H

En estos ejemplos, se pueden apreciar que el C, N y O a pesar de presentar la misma hibridación (sp3), los ángulos de enlace y, por lo tanto, la geometría son diferentes, la razón de esto se debe a la presencia de pares de electrones libres, ya que se produce una repulsión entre los electrones libres y los electrones que forman la unión química disminuyendo el ángulo de enlace.

1

mezcla de orbitales atómicos de un mismo átomo para generar un conjunto de orbitales híbridos con una orientación espacial específica para poder enlazarse con otro átomo.

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En resumen, la forma de la molécula queda determinada por la cantidad de átomos vecino y el número de pares de electrones libres respecto del átomo central, tal como se muestra en la siguiente tabla. Átomo central C C C C N

Cantidad de átomos vecinos 4 3 2 1 3

Pares de electrones libres 0 0 0 0 1

Hibridación del átomo central sp3 sp2 sp sp sp3

N N O O

2 1 2 1

1 1 2 2

sp2 sp sp3 sp2

Geometría (ángulo de enlace) Tetraédrica (109,5°) Trigonal plana (120°) Lineal (180°) Lineal (180°) Piramide trigonal (107°) Angular (110°) Lineal (180°) Angular (104,5°) Lineal (180°)

A medida que aumenta el número de átomos, aumenta el número de formas que podría adoptar la molécula y la geometría no es tan simple de definir, por ejemplo, las proteínas y ADN. De todo lo anterior podemos concluir que una molécula que posee momento dipolar es una molécula polar y la que no lo posee, es no polar. En potras palabras, una molécula que presenta solo enlaces covalentes no polares será una molécula no polar y una molécula que presente enlaces covalentes polares podrá ser polar o no polar dependiendo de la geometría (simetría) de la molécula. En el caso de las moléculas orgánicas en general son asimétricas, por lo tanto, el hecho de presentar un enlace covalente polar indicara que la molécula es polar o a lo menos tiene una zona polar.

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4.-

Uniones intermoleculares.

Las uniones intermoleculares, a diferencia de los enlaces químicos (uniones intramoleculares), son fuerzas débiles; en consecuencia, para romper estas uniones se necesitan pequeñas cantidades de energía. Si no fuera por las uniones intermoleculares los cambios de estado no podrían existir. Las uniones intermoleculares, fuerzas de atracción entre moléculas, juegan un papel decisivo en la estructura de las biomoléculas de elevado peso molecular, es decir, en la conformación tridimensional específica, que es necesaria para su función biológica, por ejemplo, en las proteínas y ADN, y las propiedades físicas de las moléculas, por ejemplo, la solubilidad. Las principales fuerzas intermoleculares son:  Atracción ion – ion. Los compuestos polares ionicos, es decir, aquellas que presentan enlaces ionicos (catión y anión), están unidas por fuerzas de atracción electrostáticas entre los iones de carga opuesta. Estas fuerzas dan origen al enlace iónico y por lo tanto se dan entre moléculas con cargas netas. Por ejemplo, la sal de mesa (Na+Cl-), el ion positivo (cation de sodio) es atraído por el ion negativo (el anión cloruro).  Atracción ión-dipolo. Los iones de una sustancia pueden interactuar con los polos de las moléculas polares neutras. Así, el polo negativo de una molécula atrae al ion positivo y el polo positivo interactúa con el ion negativo; las partes de cada molécula se unen por fuerzas de atracción de carga opuesta. Por ejemplo, en el proceso de disolución del cloruro de sodio (NaCl) en agua, cada ion Na+ se rodea de varias moléculas de agua por el polo negativo (polo negativo) y cada ion Cl- se rodea de varias moléculas de agua por el polo positivo (polo positivo).  Atracción dipolo-dipolo. Las fuerzas de atracción dipolar operan entre dos o más moléculas polares neutras. Así, la asociación se establece entre el extremo o polo positivo (+) de una molécula y el extremo o polo negativo (-) de otra. Por ejemplo, en el dióxido de azufre (SO2), el polo negativo (átomo de oxígeno) de una molécula de SO2 es atraído por el polo positivo (átomo de azufre) de otra molécula de SO2 y así sucesivamente.  Puentes de hidrógeno. Es un tipo especial de dipolo-dipolo, pero de mayor fuerza. Estas fuerzas se presentan entre moléculas polares neutras, como el agua o el amoníaco, que poseen átomos de hidrógeno unidos a elementos muy electronegativos como el oxígeno o el nitrógeno. En esta interacción, el átomo de hidrógeno de un enlace polar, como el O-H o el N-H, se une con un átomo altamente electronegativo vecino, como el O o el N de otro enlace polar. En el caso del agua (H2O), el par electrónico del enlace O-H pertenece casi totalmente al oxigeno, altamente electronegativo, constituyéndose en el polo negativo (-) de la molécula. Por su parte, el hidrógeno queda reducido prácticamente a su núcleo, es decir, forma el polo positivo (+) de la misma molécula. Este átomo de hidrógeno, deficiente en electrones, tratará de conseguirlos a través de la interacción con el átomo de oxígeno de otra molécula de agua. Así, el átomo de hidrógeno establece un puente entre dos moléculas de agua.

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 Fuerzas de Van der Waals. Las fuerzas de Van der Waals son de naturaleza eléctrica y se deben a la existencia de dipolos instantáneos en las moléculas. Son de importancia para moléculas no polares o paretes no polares de las moléculas. En las moléculas no polares si se aproximan lo suficiente, se puede generar un desplazamiento de la carga que provoque al formación de dipolos instantáneos, los cuales posibilitan la atracción y la unión entre las moléculas. De acuerdo con esto, las fuerzas de Van der Waals aumentan con el volumen molecular, ya que si los volúmenes son grandes las moléculas son más fácilmente deformables (polarizables). Por ejemplo, debido al movimiento de los electrones en moléculas como el H2, el O2, el CO2, el I2 y el CH4, se suelen producir desequilibrios momentáneos en la distribución electrónica, generándose así polos positivos y negativos. Aunque estos polos cambian continuamente de posición, producen una interacción débil entre las diferentes moléculas no polares, cuando éstos son complementarios.

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