martes, 26 de abril de 2011

Ley de los gases

“Leyes de los Gases”
Química
Índice
TitulosPag.





  • Leyes de los Gases:














  • Ley de Boyle......................................................................









  • 1





  • Ley de Charles...................................................................









  • 2





  • Ley de las Presiones Parciales de Dalton.........................









  • 2
    1.4. Ley de Gay Lussac............................................................3





  • Biografías:














  • Robert Boyle......................................................................









  • 4
    2.2. Joseph Louis Gay-Lussac...................................................4
    2.3. Jacques Alexandre César Charles.....................................5
    2.4. John Dalton........................................................................5





  • Ilustraciones:









  • 3.1. John Dalton........................................................................7
    3.2. Ley de Boyle.......................................................................7
    3.3. Ley de Charles y Gay Lussac.............................................7
    3.4. Ley de las Presiones Parciales de Dalton..........................8
    Introducción
    Leyes de los Gases
    La determinación de una ecuación de estado de los gases implica inevitablemente la medición de la presión, o fuerza por unidad de área, que un gas ejerce sobre las paredes del recipiente que lo contiene. La presión de los gases comúnmente se expresa en atmósferas o milímetros de mercurio.
    El estudio sistemático del comportamiento de los gases le interesó a los científicos durantes siglos. Destacan los nombres de varios investigadores que establecieron las propiedades de los gases.
    Ley De Boyle
    La relación matemática que existe entre la presión y el volumen de un cantidad dad de un gas a una cierta temperatura fue descubierta por Robert Boyle en 1662. Boyle encerró una cantidad de aire en el extremo cerrado de un tubo en forma de U, utilizando mercurio como fluido de retención. Boyle descubrió que el producto de la presión por volumen de una cantidad fija de gas era un valor aproximadamente constante. Notó que si la presión de aire se duplica su volumen era la mitad del volumen anterior y si la presión se triplicaba el volumen bajaba a una tercera mitad del inicial. También observo que al calentar un gas aumentaba su volumen si la presión se mantenía constante, a este proceso se le llama proceso isoborico.
    La ley de Boyle se puede expresar como:
    donde Kn,t es una constante cuyo valor depende de la temperatura y de la cantidad de gas.
    Hoy, después de numerosas confirmaciones del trabajo de Boyle y experimentos adicionales, la relación entre el volumen y la presión de un gas se conoce como Ley de Boyle. Si aumenta la presión de un gas. El volumen disminuye proporcionalmente; por lo tanto, si la presión disminuye, el volumen aumenta. Si dos cantidades sob inversamente proporcionales, cuando una aumenta la otra disminuye.
    Ejemplo: piense en un globo inflado, cuando oprimimos el globo (aumenta la presión) el volumen disminuye; al soltarlo (disminuye la presión) el volumen aumenta.
    Un método que se utiliza extensamente para demostrar la relación entre dos cantidades es la construcción de gráficas, en las que se aprecia fácilmente como varían 2 cantidades entre sí.
    Ley de Boyle:
    “El volumen de un gas, a temperatura constante, es inversamente proporcional a la presión”
    Ley De Charles:
    En 1787, Jacques Charles investigó la relación existente entre el volumen y la temperatura de una gas a presión constante. Usó un aparato similar al que se ve en la figura:
    Al conservar la presión constante, el volumen aumenta y cuando la temperatura disminuye, el volumen también disminuye. Luego, había una proporcionalidad lineal directa entre el volumen y la temperatura, la cual se conoce como Ley de Charles.
    Ejemplo: un globo lleno aumenta su volumen cuando se le caliente y lo disminuye cuando se le enfría.
    Ley de Charles:
    “El volumen de un gas a presión constante es directamente proporcional a la temperatura kelvin”.
    Ley de las Presiones Parciales de Dalton:
    Cuando Dalton formuló por primera vez su teoría atómica poco había elaborado la teoría acerca de la vaporización del agua y el comportamiento de mezclas gaseosas. A partir de sus mediciones dedujo que dos gases es una mezcla actuaban de manera mutuamente independiente.
    Por ejemplo si se colocan tres gases en un recipiente de determinado volumen, V, se puede considerar que cada uno de los gases ocupa todo el volumen. Es decir, si el gas está cerrado, las moléculas del gas debido a su rápido movimiento azar y ase tamaño tan pequeño, ocuparán todo el recipiente. Luego, cada uno de los tres gases que forman todo el recipiente. Luego, cada uno de los tres gases forman la mezcla tendrá el volumen V. Ahora, si temperatura del recipiente tuviera un valor constante, T, cada uno de los gases tendría esta temperatura.
    Si estudiamos cada uno de estos gases en forma separada, la contribución a la presión de cada componente está directamente relacionada con el número de moles del componente y con la razón a la que las partículas chocan con las paredes del recipiente. Dado que cada componente tiene el mismo volumen y temperatura, las diferencias entre las presiones que ejercen se deberá a los distintos números de moles.
    La presión que ejerce un componente determinado de la mezcla de gases si éste ocupara por sí solo el recipiente, se llama presión parcial del componente. Las presiones parciales se calculan aplicando la ley de los gases ideales a cada componente. Así la presión parcial, Pc, para una componente consistente en nc moles está dada por la expresión:
    Leyes de los Gases
    Se puede calcular la presión parcial de cada componente, si se conoce el número de moles de cada uno en la mezcla encerrada en un volumen determinado, a una temperatura dada. Debido a que las partículas de cada gas componente se conducen en forma independiente, la presión total que ejerza la mezcla será un resultado de todas las partículas.
    Establece que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los gases individuales.
    Pt = pa + pb + pc + ...
    Está relación se conoce como Ley de las Presiones Parciales de Dalton e indica que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los componentes de la mezcla.
    La ley de Dalton es muy útil cuando deseamos determinar la relación que existe entre las presiones parciales y la presión total de una mezcla de gases.
    Ley de Gay-Lussac
    Cuando se investiga experimentalmente como depende entre sí el volumen y la temperatura de un gas a una presión fija, se encuentra que el volumen aumenta linealmente al aumentar la temperatura. Esta relación se conoce como Ley de Charles y Gay-Lussac, y se puede expresar algebraicamente por:
    V = V0(1 + "t)
    Donde V0 es el volumen que a la temperatura de 0 ºC, " es una constante que tiene aproximadamente el valor 1/273 para todos los gases y t es la temperatura en la escala Celsius. Esta ecuación establece que el volumen de un gas aumenta linealmente al aumentar su temperatura.
    Biografías
    Robert Boyle (1627-1691):
    Científico británico, uno de los primeros defensores de los métodos científicos y uno de los fundadores de la química moderna.
    Nació en Lismore, Irlanda, y estudió en Ginebra, Suiza. Se estableció en Inglaterra y se dedicó a la investigación científica. Boyle es considerado uno de los fundadores de los métodos científicos modernos porque creyó en la necesidad de la observación objetiva y de los experimentos verificables en los laboratorios, al realizar los estudios científicos.
    Boyle fue el primer químico que aisló un gas. Perfeccionó la bomba de aire y sus estudios le condujeron a formular, independientemente de su colega francés Edme Mariotte, la ley de física conocida hoy como “ley de Boyle-Mariotte”. Esta ley establece que a una temperatura constante, la presión y el volumen de un gas son inversamente proporcionales. En el campo de la química, Boyle observó que el aire se consume en el proceso de combustión y que los metales ganan peso cuando se oxidan. Reconoció la diferencia entre un compuesto y una mezcla, y formuló su teoría atómica de la materia basándose en sus experimentos de laboratorio. En su obra El químico escéptico(1661), Boyle atacó la teoría propuesta por el filósofo y científico griego Aristóteles (384-322 a.C.) según la cual la materia está compuesta por cuatro elementos: tierra, aire, fuego y agua. Propuso que partículas diminutas de materia primaria se combinan de diversas maneras para formar lo que él llamó corpúsculos, y que todos los fenómenos observables son el resultado del movimiento y estructura de los corpúsculos. Boyle fue también el primero en verificar las diferencias entre ácidos, bases y sales. Entre sus obras están Origen de formas y características según la filosofía corpuscular (1666) y Discurso de las cosas más allá de la razón (1681). Boyle fue uno de los miembros fundadores de la Royal Society de Londres.
    Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850):
    Químico y físico francés conocido por sus estudios sobre las propiedades físicas de los gases. Nació en Saint Léonard y estudió en la École Polytecnique y en la École des Ponts et Chaussées de París. Después de impartir la enseñanza en diversos institutos fue, desde 1808 hasta 1832, profesor de física en la Sorbona.
    En 1804 realizó una ascensión en globo para estudiar el magnetismo terrestre y observar la composición y temperatura del aire a diferentes altitudes. En 1809 formuló la ley de los gases que sigue asociada a su nombre.
    La ley de Gay-Lussac de los volúmenes de combinación afirma que los volúmenes de los gases que intervienen en una reacción química (tanto de reactivos como de productos) están en la proporción de números enteros pequeños. En relación con estos estudios, investigó junto con el naturalista alemán Alexander von Humboldt, la composición del agua, descubriendo que se compone de dos partes de hidrógeno por una de oxígeno. Unos años antes, Gay-Lussac había formulado una ley, independientemente del físico francés Jacques Alexandre Charles, que afirmaba que el volumen de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta si la presión se mantiene constante; hoy se conoce como ley de Charles y Gay-Lussac.
    En 1809 Gay-Lussac trabajó en la preparación del potasio y el boro e investigó las propiedades del cloro y del ácido cianhídrico. En el campo de la industria química desarrolló mejoras en varios procesos de fabricación y ensayo. En 1831 fue elegido miembro de la Cámara de los Diputados y en 1839 del Senado.
    Jacques Alexandre César Charles (1746-1823):
    Químico, físico y aeronauta francés, nacido en Beaugency (Loiret). En 1783 construyó el primer globo de hidrógeno y ascendió a una altura de casi 3.000 m. En 1787 descubrió la relación entre el volumen de un gas y su temperatura, conocida como ley de Charles y Gay-Lussac. En 1785 ingresó en la Academia Francesa.
    John Dalton (1766-1844):
    Químico y físico británico, que desarrolló la teoría atómica en la que se basa la ciencia física moderna. Nació el 6 de septiembre de 1766, en Eaglesfield, Cumberland (hoy Cumbria). Fue educado en una escuela cuáquera de su ciudad natal, en donde comenzó a enseñar a la edad de 12 años. En 1781 se trasladó a Kendal, donde dirigió una escuela con su primo y su hermano mayor. Se fue a Manchester en 1793 y allí pasó el resto de su vida como profesor, primero en el New College y más tarde como tutor privado.
    En 1787 Dalton comenzó una serie de estudios meteorológicos que continuó durante 57 años, acumulando unas 200.000 observaciones y medidas sobre el clima en el área de Manchester. El interés de Dalton por la meteorología le llevó a estudiar un gran número de fenómenos así como los instrumentos necesarios para medirlos. Fue el primero en probar la teoría de que la lluvia se produce por una disminución de la temperatura, y no por un cambio de presión atmosférica.
    Sin embargo, a la primera obra de Dalton, Observaciones y ensayos meteorológicos (1793), se le prestó muy poca atención.
    En 1794 presentó en la Sociedad Filosófica y Literaria de Manchester un ensayo sobre el daltonismo, un defecto que él mismo padecía; el ensayo fue la primera descripción de este fenómeno, denominado así por el propio Dalton.
    Su contribución más importante a la ciencia fue su teoría de que la materia está compuesta por átomos de diferentes masas que se combinan en proporciones sencillas para formar compuestos. Esta teoría, que Dalton formuló por primera vez en 1803, es la piedra angular de la ciencia física moderna (véase Química; Física). En 1808 se publicó su obra Nuevo sistema de filosofía química, que incluía las masas atómicas de varios elementos conocidos en relación con la masa del hidrógeno. Sus masas no eran totalmente precisas pero constituyen la base de la clasificación periódica moderna de los elementos. Dalton llegó a su teoría atómica a través del estudio de las propiedades físicas del aire atmosférico y de otros gases. En el curso de la investigación descubrió la ley conocida como `ley de Dalton de las presiones parciales', según la cual, la presión ejercida por una mezcla de gases es igual a la suma de la presiones parciales que ejercería cada uno de los gases si él solo ocupara el volumen total de la mezcla.
    Dalton fue elegido miembro de la Sociedad Real de Londres en 1822 y cuatro años más tarde se le concedió la medalla de oro de esta sociedad. En 1830 Dalton se convirtió en uno de los ocho socios extranjeros de la Academia de Ciencias Francesa. Murió el 27 de julio de 1844 en Manchester.
    Ilustraciones
    John Dalton:
    Leyes de los Gases
    Ley de Boyle:
    Leyes de los Gases
    Ley de Charles y Gay Lussac:
    Leyes de los Gases
    Ley de las Presiones Parciales de Dalton:
    Conclusión
    Bibliografía
    Dickson T. R.; Introducción a la Química; Primera Edición, México; 1982; Publicaciones Culturales
    Leyes de los Gases

    Polaridad y Longitud de Enlace


    Energía de disociación de enlace

    La cantidad de energía que debe ser suministrada para romper un enlace químico en una molécula aislada y que debe ser liberada cuando el enlace se forma se denomina energía de disociación de enlace (D). Las energías de disociación tienen siempre valores positivos debido a que la energía debe ser siempre suministrada para romper el enlace. Y al contrario, la cantidad de energía liberada en formar un enlace es siempre de valor negativo.
    Definida de manera cuantitativa se llama energía de enlace a la variación de entalpía, que en condiciones estándar (25 ºC y 1 atm) que se acompaña a la ruptura de un mol de enlaces de determinado tipo. La variación de entalpía se puede expresar indistintamente en kilojulios o kilocalorías, teniendo siempre en cuenta el factor de conversión 1 cal= 4,18 J).
    Por ejemplo, la ruptura del enlace  H-H  en la molécula de hidrógeno H_2  la podemos representar así:
     H_2 --> 2H;   \Delta H\ H^o = 436 KJ
    De otra manera, la energía de enlace es la que se desprende cuando se forma el mismo:
     2H -->  H_2;   \Delta H\ H^o = -436 KJ
    Cuanto mayor sea la energía de enlace, más fuerte será este. 


    Cada enlace en cada molécula tiene su propia energía de disociación de enlace específica. Por elllo no es sorprendente que los enlaces entre los mismos pared de átomos tengan usualmente energía de disociación similar. Por ejemplo, los enlaces carbono-carbono (C-C ) tienen un valor de D  de aproximadamente 350-380 kJ/mol independiente de la estructura exacta de la molécula.
    Debido a que enlaces similares tienen energía de disociación similares, es posible construir una tabla de valores promedios que permite comparar diferentes clases de enlaces. Hay que tener en cuanta no obstante que el valor real en una molécula específica puede variar en un 10 % en promedio, porque el valor concreto de la energía depende del entorno químico de los átomos enlazados.
    Las energía de disociación de enlace cubren un amplio rango de valores, desde los 151 kJ/mol del enlace  I-I  a valores tan altos como  570 kJ/mol  para el enlace H-F . La mayoría de los enlaces encontrados en moléculas naturales (enlaces C-H, C-C, C-O ) tienen valores en el rango de 350-400 kJ/mol.
    Por otra parte, hay que decir que el valor de la energía de un enlace múltiple no es múltiplo de la energía de un enlace sencillo, sino que es una magnitud propia e independiente.

    Longitud de enlace


    Polaridad

    Los enlaces iónicos y covalentes representan solo los dos extremos en un continuo espectro de posibilidades. Es decir, los enlaces covalentes puros y los enlaces iónicos puros no representan los tipos mayoritarios de enlaces. Entre los dos extremos están la mayoría de los enlaces, en los cuales los electrones del enlace son compartidos de manera desigual entre los dos átomos sin ser completamente transferidos. Tales enlaces se denominan enlaces covalentes polares, y la propiedad de poseerlos polaridad. La letra minúscula delta es utilizada para simbolizarlas cargas parciales resultantes en los átomos, o parcialmente positiva ( \delta  ) para el átomo que tiene los electrones de enlace menos compartidos y parcial negativa, para los átomos que tienen una mayor compartición.
    Por ejemplo, en una molécula de cloro  Cl_2  es una molécula homonuclear, compuesta por dos átomos del mismo elemento. Por ello, dado que la pareja electrónica del enlace covalente compartida por los dos átomos de cloro está sometida a la misma fuerza por los dos átomos, se situará en una posición equidistante de ambos. Los centros positivos y negativos de la molécula coinciden, y a consecuencia de Ellora molécula será apolar. El enlace se denomina entoncescovalente apolar o covalente puro.
    Por otra parte, en la molécula heteronuclear del cloruro de hidrógeno  HCl  ocurre que el átomo de cloro es máselectronegativo que el hidrógeno, por lo que la pareja enlazante de electrones del enlace estará algo desplazada hacia el cloro. Esto supone la aparición de cierta carga negativa sobre el cloro ( \delta ^- ) , mientras que por el contrario aparecerá en el hidrógeno una carga igual pero de signo opuesto (i.e. parcial positiva ( \delta ^+ ). Estas cargas no llegan a la magnitud de la que portan un electrón o un protón, porque en este caso habaríamos de iones, es decir de enlace iónico. El enlace del  HCl  es pues covalente, pero al mismo tiempo parcialmente iónico, de denomina por ello enlace covalente polar.
    Si el átomo enlazado al cloro es un elemento muy electronegativo, como puede ser el sodio, el desplazamiento de la carga sería mucho más intenso que en el caso del cloruro de hidrógeno. Así el cloro, en el cloruro de sodio NaCl  habría aquirido una carga negativa -1 , mientras que el sodio estaría cargado con una positiva +1, y el enlace sería iónico.


    Fuerza de atraccion intermolecular


    Las fuerzas intermolecularesfuerzas de atracción entre moléculas a veces también reciben el nombre de enlaces intermoleculares aunque son considerablemente más débiles que los enlaces iónicos,covalentes y metálicos. Las principales fuerzas intermoleculares son
    • El enlace de hidrógeno (antiguamente conocido como puente de hidrógeno)
    • las fuerzas de Van der Waals. Que podemos clasificar a su vez en:
      • Dipolo - Dipolo.
      • Dipolo - Dipolo inducido.
      • Fuerzas de dispersión de London.
      • Hydrogen-bonding-in-water-2D.png

        El enlace de hidrógeno ocurre cuando un átomo de hidrógeno es enlazado a un átomo fuertemente electronegativo como el nitrógeno, el oxígeno o el flúor1 El átomo de hidrógeno posee una carga positiva parcial y puede interactuar con otros átomos electronegativos en otra molécula (nuevamente, con N, O o F). Así mismo, se produce un cierto solapamiento entre el H y el átomo con que se enlaza (N, O o F) dado el pequeño tamaño de estas especies. Por otra parte, cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre el H y el átomo interactuante, más fuerte será el enlace. Fruto de estos presupuestos obtenemos un orden creciente de intensidad del enlace de hidrógeno: el formado con el F será de mayor intensidad que el formado con el O, y éste a su vez será más intenso que el formado con el N. Estos fenómenos resultan en una interacción estabilizante que mantiene ambas moléculas unidas. Un ejemplo claro del enlace de hidrógeno es el agua:
        Los enlaces de hidrógeno se encuentran en toda la naturaleza. Proveen al agua de sus propiedades particulares, las cuales permiten el desarrollo de la vida en la Tierra. Los enlaces de hidrógeno proveen también la fuerza intermolecular que mantiene unidas ambas hebras en una molécula de ADN.
        Es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo entre el átomo de hidrógeno que está formando un enlace polar, tal como N—H, O—H, ó F—H, y un átomo electronegativo como O, N ó F. Esta interacción se representa de la forma siguiente:
        A—H•••B A—H•••A
        A y B representan O, N ó F; A—H es una molécula o parte de una molécula y B es parte de otra. La línea de puntos representa el enlace de hidrógeno.
        La energía media de un enlace de hidrógeno es bastante grande para ser una interacción dipolo-dipolo (mayor de 40 KJ/mol). Esto hace que el enlace de hidrógeno sea una de gran importancia a la hora de la adopción de determinadas estructuras y en las propiedades de muchos compuestos.
        Las primeras evidencias de la existencia de este tipo de interacción vinieron del estudio de los puntos de ebullición. Normalmente, los puntos de ebullición de compuestos que contienen a elementos del mismo grupo aumentan con el peso molecular. Pero, como se puede observar en la figura, los compuestos de los elementos de los Grupos 15, 16 y 17 no siguen esta norma. Para cada uno de los grupos, los compuestos de menos peso molecular (NH3, H2O, HF) tienen el punto de ebullición más alto, en contra de lo que se podría esperar en principio. Ello es debido a que existe algún tipo de interacción entre las moléculas en estado líquido que se opone al paso al estado de vapor. Esa interacción es el enlace de hidrógeno, y afecta a los primeros miembros de la serie pues son los más electronegativos, y por ello el enlace X-H es el más polarizado, lo que induce la mayor interacción por puente de hidrógeno. Los puentes de hidrógeno son especialmente fuertes entre las moléculas de agua y son la causa de muchas de las singulares propiedades de esta sustancia. Los compuestos de hidrógeno de elementos vecino al oxígeno y de los miembros de su familia en la tabla periódica, son gases a la temperatura ambiente: CH4, NH3, H2S, H2Te, PH3, HCl. En cambio, el H2O es líquida a la temperatura ambiente, lo que indica un alto grado de atracción intermolecular. En la figura se puede ver que el punto de ebullición del agua es 200 °C más alto de lo que cabría predecir si no hubiera puentes de hidrógeno. Los puentes de hidrógeno juegan también un papel crucial en la estructura del ADN, la molécula que almacena la herencia genética de todos los seres vivos[cita requerida].


        Fuerza de Van der Waals

        Artículo principal: Fuerzas de Van der Waals
        También conocidas como fuerzas de dispersión, de London o fuerzas dipolo-transitivas, se presentan en todas las sustancias moleculares. Éstas involucran la atracción entre dipolos temporalmente inducidos en moléculas no polares. Esta polarización puede ser inducida tanto por una molécula polar o por la repulsión de nubes electrónicas con cargas negativas en moléculas no polares. Un ejemplo del primer caso es el cloro disuelto por que son puras puntas (-) (+)

        [dipolo permanente] H-O-H----Cl-Cl [dipolo transitivo]

        Un ejemplo del segundo caso se encuentra en la molécula de cloro:

        (+) (-)  (+) (-)
        
        [dipolo transitivo] Cl-Cl----Cl-Cl [dipolo transitivo]
        Las moléculas que son dipolos se atraen entre sí cuando la región positiva de una está cerca de la región negativa de la otra.
        
        En un líquido las moléculas están muy cercanas entre sí y se atraen por sus fuerzas intermoleculares. Las moléculas deben tener suficiente energía para vencer esas fuerzas de atracción, y hacer que el líquido pueda entrar en ebullición. Si se requiere más energía para vencer las atracciones de las moléculas del líquido A que aquéllas entre las moléculas del líquido B, el punto de ebullición de A es más alto que el de B. Recíprocamente, menores atracciones intermoleculares dan pie a puntos de ebullición más bajos.
        Las atracciones dipolo-dipolo, también conocidas como Keeson, por Willem Hendrik Keesom, quien produjo su primera descripción matemática en 1921, son las fuerzas que ocurren entre dos moléculas con dipolos permanentes. Estas funcionan de forma similar a las interacciones iónicas, pero son más débiles debido a que poseen solamente cargas parciales. Un ejemplo de esto puede ser visto en el ácido clorhídrico:
        Dipole-dipole-interaction-in-HCl-2D.png tambien se pueden dar entre una molecula con dipolo negativo y positivo al mismo tiempo, más un átomo normal sin carga.


        Interacciones iónicas

        Son interacciones que ocurren a nivel de catión-anión, entre distintas moléculas cargadas, y que por lo mismo tenderán a formar una unión electrostática entre los extremos de cargas opuestas debido a la atracción entre ellas.
        Un ejemplo claro de esto es lo que ocurre entre los extremos Carboxilo ( − COO  ) y Amino  (-NH_3^+)  de un aminoácido, péptido, polipéptido o proteína con otro.


        Fuerzas de London o de dispersión

        Las fuerzas de London se presentan en todas las sustancias moleculares. Son el resultado de la atracción entre los extremos positivo y negativo de dipolos inducidos en moléculas adyacentes.
        Cuando los electrones de una molécula adquieren momentáneamente una distribución no uniforme, provocan que en una molécula vecina se forme momentáneamente un dipolo inducido. En la figura 4 se ilustra cómo una molécula con una falta de uniformidad momentánea en la distribución de su carga eléctrica puede inducir un dipolo en una molécula vecina por un proceso llamado polarización.
        Incluso los átomos de los gases nobles, las moléculas de gases diatómicos como el oxígeno, el nitrógeno y el cloro (que deben ser no polares) y las moléculas de hidrocarburos no polares como el CH4C2H6tienen tales dipolos instantáneos.
        La intensidad de las fuerzas de London depende de la facilidad con que se polarizan los electrones de una molécula, y eso depende del número de electrones en la molécula y de la fuerza con que los sujeta la atracción nuclear. En general, cuantos más electrones haya en una molécula más fácilmente podrá polarizarse. Así, las moléculas más grandes con muchos electrones son relativamente polarizables. En contraste, las moléculas más pequeñas son menos polarizables porque tienen menos electrones. Las fuerzas de London varían entre aproximadamente 0.05 y 40 kJ/mol.
        Figura 4. Origen de las fuerzas de London.
        Cuando examinamos los puntos de ebullición de varios grupos de moléculas no polares pronto se hace evidente el efecto del número de electrones (Tabla 2). Este efecto también se correlaciona con la masa molar: cuanto más pesado es un átomo o molécula más electrones tiene: Resulta interesante que la forma molecular también puede desempeñar un papel en la formación de las fuerzas de London.
        Dos de los isómeros del pentano –el pentano de cadena lineal y el 2,2-dimetilpropano (ambos con la fórmula molecular C5H12)- difieren en su punto de ebullición en 27 °C. La forma lineal de la molécula de n-pentano, por su linealidad, permite un contacto estrecho con las moléculas adyacentes, mientras que la molécula de 2,2-dimetilpropano, más esférica no permite ese contacto.
        Tabla 2. Efecto del número de electrones sobre el punto de ebullición de sustancias no polares
        Gases nobles Halógenos Hidrocarburos.

        Fuerzas ion-dipolo

        Artículo principal: Interacción ion-dipolo
        Estas son interacciones que ocurren entre especies con carga. Las cargas similares se repelen, mientras que las opuestas se atraen.
        Es la fuerza que existe entre un ion y una molécula polar neutra que posee un momento dipolar permanente. Las moléculas polares son dipolos (tienen un extremo positivo y un extremo negativo. Los iones positivos son atraídos al extremo negativo de un dipolo, en tanto que los iones negativos son atraídos al extremo positivo), estas tienen enlaces entre sí.
        La magnitud de la energía de la interacción depende de la carga sobre el ion (Q), el momento dipolar del dipolo (µ), y de la distancia del centro del ion al punto medio del dipolo (d).
        Las fuerzas ion-dipolo son importantes en las soluciones de las sustancias iónicas en líquidos.

        Sacado de Wikipedia, la enciclopedia libre.