Transcripción del video
En este video hablaremos de las fuerzasque existen incluso entre átomos neutros o moléculas neutras. Para empezar con estas fuerzasintermoleculares hablaremos de las fuerzas de dispersión de London. Suena muy elegante, peroen realidad es un fenómeno bastante interesante y casi intuitivo. Estamos acostumbrados a pensaren átomos. Digamos que tenemos 1 átomo neutro que tiene el mismo número de protones y electrones.Estos son todos los protones y neutrones en el núcleo, y luego tendrá una nube de electrones.Sólo estoy imaginando todos estos electrones saltando alrededor. Lo voy a representar de estamanera. Esto definitivamente no está dibujado a escala, el núcleo en realidad sería mucho máspequeño, pero digamos que hay un átomo decente justo aquí. Y también es neutro, quizás el mismotipo de átomo, podría ser diferente pero vamos a decir que es neutro, y también tiene una nube deelectrones. Y si ambos tienen carga neutra, ¿cómo se atraerían entre sí? Y eso es lo que explicanlas fuerzas de dispersión de London en realidad, porque hemos observado que incluso los átomosneutros y las moléculas neutras pueden atraerse entre sí. Y la forma de pensar en esto es quelos electrones están constantemente saltando, de manera probabilística están en esta nube dedensidad de probabilidad, donde 1 electrón podría estar en cualquier lugar, en cualquier momentodado, pero no siempre se distribuirán de manera uniforme. Podemos imaginar que hay un momento enel que el átomo de la izquierda podría verse así, sólo por un momento, donde quizás la mayoríade los electrones se encuentren en el lado izquierdo del átomo más que en el lado derecho.Tal vez se ve como algo así. Y durante ese momento breve tienes una carga parcial negativa. Estaes la letra griega delta [δ], delta minúscula, que se usa para denotar carga parcial. Y de estelado puede tener una carga parcial positiva, porque recordemos que cuando estaba distribuidauniformemente la carga negativa se compensaba por la carga positiva del núcleo, pero aquí en ellado derecho, debido a que hay menos electrones, tal vez tenemos una carga parcial positiva. Enel lado izquierdo, donde están la mayoría de los electrones en ese momento, tenemos carga parcialnegativa. Ahora, ¿qué podría inducir esto en el átomo vecino? Piénsalo, pausa el video y piensa¿qué podría pasar en el átomo vecino? Bueno, sabemos que las cargas iguales se repelen ycargas opuestas se atraen entre sí, de modo que si tenemos una carga parcial positiva en el ladoderecho de este átomo izquierdo, bueno, entonces los electrones negativos podrían ser atraídos poreste átomo de la derecha, así que estos electrones en realidad podrían ser jalados un poco hacia laizquierda, podrían ser jalados un poco hacia la izquierda, eso inducirá lo que llamamos un dipolo.Ahora tendrás una carga parcial negativa en el lado izquierdo de este átomo y una carga parcialpositiva del lado derecho, y ya teníamos un dipolo aleatorio en el lado izquierdo, y eso ha inducidoun dipolo en el lado derecho. Un dipolo es cuando tenemos la separación de cargas, donde las cargaspositivas y las cargas negativas están en dos partes diferentes de una molécula o un átomo orealmente cualquier cosa. Pero en este caso, de repente estos dos personajes se sentirán atraídosel uno por el otro, los átomos se atraerán entre sí y esta atracción que sucede debido a dipolosinducidos es exactamente de lo que tratan las fuerzas de dispersión de London. En realidadpodemos llamar a las fuerzas de dispersión de London fuerzas dipolo inducido dipolo inducido,se sienten atraídos el uno por el otro porque lo que puede comenzar como un desequilibrio temporalde electrones induce un dipolo en el otro átomo o la otra molécula y en seguida se atraen. Así quela siguiente pregunta que podríamos hacer es: ¿qué tan fuertes pueden llegar a ser estas fuerzas?Todo se trata de la noción de polarizabilidad. ¿Qué tan fácil es polarizar un átomo o molécula?En general, entre más electrones tengamos, entre más grande sea la nube de electronesque generalmente se asocia con la masa molar, mayor será la polarizabilidad porque habrá máselectrones. Si este fuera un átomo de helio que tiene una nube de electrones relativamentepequeña, no podríamos tener un desequilibrio significativo, a lo sumo podríamos tener 2electrones en un lado, lo que causaría algún desequilibrio. Pero, por otro lado, imaginemos1 átomo mucho más grande o una molécula mucho más grande. Podríamos tener desequilibrios muchomás significativos. Tres, 4, 5, 50 electrones, y eso crearía un dipolo temporal más fuerteque luego induciría un dipolo más fuerte en los vecinos, eso podría causar un efecto dominóen toda la muestra de esta molécula. Por ejemplo, si tuviéramos que comparar algunos gases noblesentre sí -podemos ver los gases nobles del lado derecho-, si comparamos las fuerzas de dispersiónde London entre digamos helio y argón, ¿en cuál crees que serían mayores las fuerzas de dispersiónde London? ¿En una gran cantidad de átomos de helio juntos o en una gran cantidad de átomos deargón juntos? Bueno, los átomos de argón tienen una nube de electrones más grande, así que tienenmayor polarizabilidad, y van a tener fuerzas de dispersión de London más grandes. Y podemos veresto en sus puntos de ebullición. Por ejemplo, el punto de ebullición del helio es bastantebajo, es -268.9°C, mientras que el punto de ebullición del argón es a baja temperatura segúnnuestros estándares, pero es una temperatura mucho más alta que el punto de ebullición del helio,está en -185.8°C. Una forma de pensar en esto es que si tuviéramos -270°C encontraríamosuna muestra de helio en estado líquido, pero a medida que aumentamos la temperatura, amedida que superamos los -268.9°C, vamos a ver que las fuerzas de dispersión de London que mantienenjuntos a estos átomos de helio deslizándose entre sí en estado líquido van a ser superadas por laenergía debida a la temperatura, y así los átomos podrán liberarse uno del otro. Y esencialmente elhelio va a hervir y entrar en un estado gaseoso, el estado en el que la mayoría de nosotros estamosacostumbrados a ver al helio. Eso no le sucede al argón sino hasta que está un poco más caliente,todavía frío para nuestros estándares, y eso es debido a que se necesita más energía para superarlas fuerzas de dispersión de London en el argón, porque los átomos de argón tienen nubes deelectrones más grandes, en términos generales, cuanto más grande es la molécula y debido a quetiene una nube de electrones más grandes tendrá una mayor polarizabilidad y mayores fuerzasde dispersión de London. Pero también es importante la forma de la molécula. Cuantomás contacto tienen las moléculas entre sí, cuanto mayor superficie tengan expuestas entreellas, es más probable que puedan inducir estos dipolos entre ellas. Por ejemplo, el butanopuede venir en dos formas diferentes: en lo que se conoce como n-butano, que se parece a esto quevoy a escribir, 4 carbonos y 10 hidrógenos: 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10. A esto se le conoce comon-butano. Pero hay otra forma de butano conocida como isobutano y que se vería así: 3 carbonosen la cadena principal y luego 1 carbono que se desprende del carbono central, y todos tienen4 enlaces, los enlaces sobrantes están con los hidrógenos de modo que se vería así. Esto quetenemos aquí es isobutano. Ahora, si tuviéramos una muestra con una gran cantidad de moléculas den-butano y una muestra con una gran cantidad de moléculas de isobutano, ¿cuál muestra crees quetendría un punto de ebullición más alto? Pausa el video y piénsalo. Bueno, si tienes una grancantidad de moléculas de n-butano, una al lado de la otra, imagina otra molécula de n-butano justoaquí, va a tener una mayor superficie expuesta a sus vecinos butanos porque es una molécula largay puede exponer esa superficie a sus vecinos; mientras que el isobutano de alguna manera es unpoco más compacto, tiene una superficie menor, no tiene estas grandes cadenas largas. Debidoa que tenemos estas moléculas más largas de n-butano vamos a tener fuerzas de dispersiónde London mayores. Obviamente tienen el mismo número de átomos, tienen la misma cantidad deelectrones, por lo que tienen nubes de electrones de tamaño similar, tienen la misma masa molar,pero debido a la forma alargada del n-butano son capaces de acercarse unas a otras e inducirmás estos dipolos. Así que sólo mirando la forma de n-butano en comparación con la del isobutanoveremos fuerzas de dispersión de London mayores en el n-butano, de modo que tendrá un punto deebullición más alto, va a requerir más energía para superar las fuerzas de dispersiónde London y entrar en un estado gaseoso.
