Fuerzas de dispersión de London

En este video hablaremos de las fuerzas  que existen incluso entre átomos neutros o   moléculas neutras. Para empezar con estas fuerzas  intermoleculares hablaremos de las fuerzas de   dispersión de London. Suena muy elegante, pero  en realidad es un fenómeno bastante interesante   y casi intuitivo. Estamos acostumbrados a pensar  en 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 esta  manera. Esto definitivamente no está dibujado a   escala, el núcleo en realidad sería mucho más  pequeño, pero digamos que hay un átomo decente   justo aquí. Y también es neutro, quizás el mismo  tipo de átomo, podría ser diferente pero vamos a   decir que es neutro, y también tiene una nube de  electrones. Y si ambos tienen carga neutra, ¿cómo   se atraerían entre sí? Y eso es lo que explican  las fuerzas de dispersión de London en realidad,   porque hemos observado que incluso los átomos  neutros y las moléculas neutras pueden atraerse   entre sí. Y la forma de pensar en esto es que  los electrones están constantemente saltando,   de manera probabilística están en esta nube de  densidad de probabilidad, donde 1 electrón podría   estar en cualquier lugar, en cualquier momento  dado, pero no siempre se distribuirán de manera   uniforme. Podemos imaginar que hay un momento en  el que el átomo de la izquierda podría verse así,   sólo por un momento, donde quizás la mayoría  de 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. Esta  es la letra griega delta [δ], delta minúscula,   que se usa para denotar carga parcial. Y de este  lado puede tener una carga parcial positiva,   porque recordemos que cuando estaba distribuida  uniformemente la carga negativa se compensaba   por la carga positiva del núcleo, pero aquí en el  lado derecho, debido a que hay menos electrones,   tal vez tenemos una carga parcial positiva. En  el lado izquierdo, donde están la mayoría de los   electrones en ese momento, tenemos carga parcial  negativa. 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 y  cargas opuestas se atraen entre sí, de modo que   si tenemos una carga parcial positiva en el lado  derecho de este átomo izquierdo, bueno, entonces   los electrones negativos podrían ser atraídos por  este átomo de la derecha, así que estos electrones   en realidad podrían ser jalados un poco hacia la  izquierda, 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 parcial  positiva del lado derecho, y ya teníamos un dipolo   aleatorio en el lado izquierdo, y eso ha inducido  un dipolo en el lado derecho. Un dipolo es cuando   tenemos la separación de cargas, donde las cargas  positivas y las cargas negativas están en dos   partes diferentes de una molécula o un átomo o  realmente cualquier cosa. Pero en este caso, de   repente estos dos personajes se sentirán atraídos  el uno por el otro, los átomos se atraerán entre   sí y esta atracción que sucede debido a dipolos  inducidos es exactamente de lo que tratan las   fuerzas de dispersión de London. En realidad  podemos 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 temporal  de electrones induce un dipolo en el otro átomo o   la otra molécula y en seguida se atraen. Así que  la 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 electrones  que generalmente se asocia con la masa molar,   mayor será la polarizabilidad porque habrá más  electrones. Si este fuera un átomo de helio que   tiene una nube de electrones relativamente  pequeña, no podríamos tener un desequilibrio   significativo, a lo sumo podríamos tener 2  electrones en un lado, lo que causaría algún   desequilibrio. Pero, por otro lado, imaginemos  1 átomo mucho más grande o una molécula mucho   más grande. Podríamos tener desequilibrios mucho  más significativos. Tres, 4, 5, 50 electrones,   y eso crearía un dipolo temporal más fuerte  que luego induciría un dipolo más fuerte en   los vecinos, eso podría causar un efecto dominó  en toda la muestra de esta molécula. Por ejemplo,   si tuviéramos que comparar algunos gases nobles  entre sí -podemos ver los gases nobles del lado   derecho-, si comparamos las fuerzas de dispersión  de London entre digamos helio y argón, ¿en cuál   crees que serían mayores las fuerzas de dispersión  de London? ¿En una gran cantidad de átomos de   helio juntos o en una gran cantidad de átomos de  argón juntos? Bueno, los átomos de argón tienen   una nube de electrones más grande, así que tienen  mayor polarizabilidad, y van a tener fuerzas de   dispersión de London más grandes. Y podemos ver  esto en sus puntos de ebullición. Por ejemplo,   el punto de ebullición del helio es bastante  bajo, es -268.9°C, mientras que el punto de   ebullición del argón es a baja temperatura según  nuestros 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 encontraríamos  una muestra de helio en estado líquido,   pero a medida que aumentamos la temperatura, a  medida que superamos los -268.9°C, vamos a ver que   las fuerzas de dispersión de London que mantienen  juntos a estos átomos de helio deslizándose entre   sí en estado líquido van a ser superadas por la  energía debida a la temperatura, y así los átomos   podrán liberarse uno del otro. Y esencialmente el  helio va a hervir y entrar en un estado gaseoso,   el estado en el que la mayoría de nosotros estamos  acostumbrados 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 superar  las fuerzas de dispersión de London en el argón,   porque los átomos de argón tienen nubes de  electrones más grandes, en términos generales,   cuanto más grande es la molécula y debido a que  tiene una nube de electrones más grandes tendrá   una mayor polarizabilidad y mayores fuerzas  de dispersión de London. Pero también es   importante la forma de la molécula. Cuanto  más contacto tienen las moléculas entre sí,   cuanto mayor superficie tengan expuestas entre  ellas, es más probable que puedan inducir estos   dipolos entre ellas. Por ejemplo, el butano  puede venir en dos formas diferentes: en lo que   se conoce como n-butano, que se parece a esto que  voy a escribir, 4 carbonos y 10 hidrógenos: 2, 3,   4, 5, 6, 7, 8, 9, 10. A esto se le conoce como  n-butano. Pero hay otra forma de butano conocida   como isobutano y que se vería así: 3 carbonos  en la cadena principal y luego 1 carbono que se   desprende del carbono central, y todos tienen  4 enlaces, los enlaces sobrantes están con los   hidrógenos de modo que se vería así. Esto que  tenemos aquí es isobutano. Ahora, si tuviéramos   una muestra con una gran cantidad de moléculas de  n-butano y una muestra con una gran cantidad de   moléculas de isobutano, ¿cuál muestra crees que  tendría un punto de ebullición más alto? Pausa   el video y piénsalo. Bueno, si tienes una gran  cantidad de moléculas de n-butano, una al lado de   la otra, imagina otra molécula de n-butano justo  aquí, va a tener una mayor superficie expuesta a   sus vecinos butanos porque es una molécula larga  y puede exponer esa superficie a sus vecinos;   mientras que el isobutano de alguna manera es un  poco más compacto, tiene una superficie menor,   no tiene estas grandes cadenas largas. Debido  a que tenemos estas moléculas más largas de   n-butano vamos a tener fuerzas de dispersión  de London mayores. Obviamente tienen el mismo   número de átomos, tienen la misma cantidad de  electrones, 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 inducir  más estos dipolos. Así que sólo mirando la forma   de n-butano en comparación con la del isobutano  veremos fuerzas de dispersión de London mayores   en el n-butano, de modo que tendrá un punto de  ebullición más alto, va a requerir más energía   para superar las fuerzas de dispersión  de London y entrar en un estado gaseoso.