Fuerzas dipolo-dipolo

• Las fuerzas dipolo-dipolo son atracciones electrostáticas entre el extremo $\delta+$ de una molécula polar y el extremo $\delta-$ de una vecina polar.
• Solo aparecen en moléculas con dipolo permanente: necesitan (1) enlaces polares ($\Delta\chi$ apreciable) Y (2) geometría que no cancele los dipolos de enlace.
• Son más fuertes que las fuerzas de London (entre moléculas de tamaño similar) pero más débiles que el enlace de hidrógeno.
• Intensidad típica: 3–20 kJ mol⁻¹.
• Jerarquía de fuerzas: London < dipolo-dipolo < enlace de hidrógeno.

• Condición 1: enlaces polares — diferencia de electronegatividad $\Delta\chi > 0{,}4$ entre los átomos enlazados.
• Condición 2: geometría asimétrica — los vectores de dipolo de enlace no se anulan.
• Ejemplos con dipolo: $\text{HCl}$ (lineal, un solo enlace polar) · $\text{H}_2\text{O}$ (angular, dipolos no se cancelan) · $\text{NH}_3$ (piramidal) · $\text{CH}_3\text{Cl}$ (tetraédrico con un Cl).
• Ejemplos sin dipolo (apolares pese a enlaces polares): $\text{CO}_2$ (lineal, dipolos se anulan) · $\text{CCl}_4$ (tetraédrico simétrico) · $\text{BF}_3$ (trigonal plano simétrico).

• Para dos moléculas de masa molar similar: la polar ($\delta+/\delta-$) tiene dipolo-dipolo además de London → mayor $T_\text{eb}$.
• Ejemplo clásico: propano $\text{C}_3\text{H}_8$ (apolar, solo London, $T_\text{eb}$= −42 °C) vs. etanal $\text{CH}_3\text{CHO}$ (polar, dipolo-dipolo + London, $T_\text{eb}$= +20 °C) — masas molares similares (~44 g/mol).
• Si las masas difieren mucho, la London de la molécula mayor puede dominar pese a la polaridad.
• Jerarquía a aplicar: primero identifica si hay enlace de H → si no, ¿hay dipolo? → si no, solo London.

• Punto de ebullición: ↑ dipolo-dipolo → ↑ $T_\text{eb}$ (más energía para separar moléculas).
• Volatilidad: ↑ dipolo-dipolo → ↓ presión de vapor → menos volátil.
• Solubilidad: polar disuelve polar ("lo semejante disuelve a lo semejante") — las interacciones dipolo-dipolo y ion-dipolo que se forman compensan las que se rompen.
• No afecta la conductividad eléctrica (las moléculas neutras no transportan carga).

¿Por qué el $\text{HCl}$ (gas, $T_\text{eb}$= −85 °C) hierve más alto que el $\text{H}_2$ ($T_\text{eb}$= −253 °C) pese a tener solo 2 e⁻ más?

• $\text{H}_2$: apolar (enlace H–H, $\Delta\chi=0$), solo fuerzas de London. Con pocos electrones, London muy débil.
• $\text{HCl}$: polar ($\Delta\chi(\text{H-Cl})\approx 0{,}9$), sin H unido a N/O/F → fuerzas dipolo-dipolo además de London.
• Las fuerzas dipolo-dipolo (3–20 kJ mol⁻¹) superan ampliamente las London de $\text{H}_2$ → mucho mayor $T_\text{eb}$.
• Nota: dentro del grupo 17, de HCl a HI el $T_\text{eb}$ sube por London creciente; HCl se sale de la tendencia por el dipolo.

• Trampa clásica: dar dos moléculas de masa molar casi igual, una polar y otra no. La respuesta no es "masas distintas" sino "la polar añade fuerzas dipolo-dipolo".
• Error frecuente: decir que $\text{CO}_2$ tiene dipolo-dipolo. $\text{CO}_2$ es lineal y simétrico → dipolos se cancelan → apolar → solo London.
• Error frecuente: confundir "molécula polar" con "enlace de hidrógeno". El enlace de H es un subtipo especial de dipolo-dipolo, reservado a H unido a N, O o F.
• Al identificar si una molécula es polar: (1) ¿hay diferencia de electronegatividad? (2) ¿la geometría es asimétrica? Ambas condiciones deben cumplirse.
• En comparaciones de $T_\text{eb}$: primero descarta/confirma enlace de H, luego dipolo-dipolo, luego London → aplica la jerarquía en ese orden.