Fuerzas de dispersión de London

• Las fuerzas de dispersión de London son atracciones entre dipolos instantáneos e inducidos presentes en todas las partículas.
• Son la única fuerza intermolecular en sustancias apolares ($\text{N}_2$, $\text{Cl}_2$, $\text{CH}_4$, gases nobles, halógenos, alcanos).
• Intensidad: 1–10 kJ mol⁻¹ (las más débiles, pero controlan las propiedades de apolares).
• Factor 1: número de electrones (↑ e⁻ → ↑ polarizabilidad → London más fuerte → ↑ $T_\text{eb}$).
• Factor 2: área de contacto (isómeros de igual fórmula → mayor superficie → London más fuerte).

• En promedio, una molécula apolar no tiene dipolo. Pero los electrones fluctúan → en un instante puede aparecer un dipolo instantáneo ($\delta- \cdots \delta+$).
• Ese dipolo distorsiona la nube electrónica de la molécula vecina → le induce un dipolo alineado.
• Los dos dipolos (instantáneo + inducido) se atraen. El efecto promedio sobre millones de contactos es una atracción neta real.
• Están presentes en todas las sustancias (incluidas polares), pero en las polares quedan enmascaradas por dipolo-dipolo y enlace de H.

Factor 1 — número de electrones (polarizabilidad):

• Más electrones → nube más grande y más fácil de deformar → dipolos instantáneos más grandes → London más fuertes.
• Serie de halógenos (todos apolares, solo London): $\text{F}_2$ (18 e⁻, gas, −188 °C) · $\text{Cl}_2$ (34 e⁻, gas, −34 °C) · $\text{Br}_2$ (70 e⁻, líquido, +59 °C) · $\text{I}_2$ (106 e⁻, sólido, +184 °C).
• Gases nobles: He < Ne < Ar < Kr < Xe en $T_\text{eb}$ — más electrones con cada período.

Factor 2 — área de contacto (para isómeros):

• Isómeros tienen el mismo número de electrones → el factor dominante es la superficie de contacto.
• Cadena lineal: "se pega" a lo largo de toda su longitud → London más fuerte → mayor $T_\text{eb}$.
• Cadena ramificada (esférica): solo contacto puntual → London más débil → menor $T_\text{eb}$.
• Ejemplo: pentano lineal ($T_\text{eb}$= 36 °C) > 2,2-dimetilpropano ($T_\text{eb}$= 10 °C) — misma fórmula $\text{C}_5\text{H}_{12}$, 42 e⁻ cada uno.

• London < dipolo-dipolo < enlace de hidrógeno (en magnitud, para moléculas de tamaño similar).
• Pero London crece con el tamaño: una molécula apolar grande puede tener London más fuerte que las dipolo-dipolo de una molécula polar pequeña.
• Ejemplo: $\text{I}_2$ apolar ($T_\text{eb}$= 184 °C) > $\text{HCl}$ polar ($T_\text{eb}$= −85 °C) — el $\text{I}_2$ tiene muchos más electrones.

Ordena de menor a mayor $T_\text{eb}$: $\text{F}_2$, $\text{Cl}_2$, $\text{Br}_2$, $\text{I}_2$.

• Todos son apolares (enlace X–X, $\Delta\chi=0$) → única FIM = fuerzas de London.
• Factor determinante: número de electrones (F₂: 18 · Cl₂: 34 · Br₂: 70 · I₂: 106).
• A más electrones → nube más polarizable → London más fuerte → mayor $T_\text{eb}$.

$$\text{F}_2 < \text{Cl}_2 < \text{Br}_2 < \text{I}_2$$

$$-188 < -34 < +59 < +184\quad (°\text{C})$$

• Por eso F₂ y Cl₂ son gases, Br₂ es líquido e I₂ es sólido a temperatura ambiente.

• Error más frecuente: decir que un $T_\text{eb}$ más alto en una sustancia apolar se debe a que "es más polar". En una sustancia apolar no hay dipolo — solo London.
• Error frecuente: olvidar que las London están presentes en todas las sustancias, no solo en las apolares. En el examen, siempre menciona London aunque haya también dipolo-dipolo o enlace de H.
• Para isómeros: el número de electrones es idéntico → el factor decisivo es el área de contacto (lineal vs. ramificado).
• En series (halógenos, gases nobles, alcanos): el $T_\text{eb}$ crece regularmente con el tamaño → anomalías en esa tendencia suelen indicar la presencia de otras fuerzas (enlace de H en HF, H₂O, NH₃).
• Polarizabilidad ≈ "facilidad para deformar la nube electrónica" — a más e⁻ y mayor tamaño del átomo, mayor polarizabilidad.