Disoluciones

1. Tipos de disoluciones

Las disoluciones son mezclas homogéneas, con composición y propiedades uniformes.

Están formadas por:

• Disolvente:

o Está presente en mayor cantidad.

o Determina el estado de la materia en la que existe una disolución.

• Soluto:

o Otros componentes de la disolución que están disueltos en el disolvente.

2. Concentración

La concentración es la medida de la cantidad de soluto presente en una cantidad de disolvente o de disolución.

Se puede expresar como:

Porcentajes:

• Porcentaje en masa: Gramos de soluto en 100 g de disolución.

• Porcentaje en volumen: Mililitros de soluto en 100 ml de disolución.

• Porcentaje en masa/volumen: Gramos de soluto en 100 ml de disolución.

Partes por millón, partes por billón o partes por trillón:

• ppm: gramos de soluto en 106 g de disolución = mg de soluto / litro de agua.

• ppb: gramos de soluto en 109 g de disolución = μg de soluto / litro de agua.

• ppt: gramos de soluto en 1012 g de disolución = ng de soluto / litro de agua.

Fracción molar (x_i) = Moles del compuesto i / Moles totales.

• La suma de las fracciones molares de todos los componentes es (Σx_i = 1).

• El porcentaje molar es equivalente: %x_i = 100·xi

Molaridad (M)= moles de soluto / litro de disolución

Molalidad (m)= moles de soluto / kg de disolvente

3. Interacciones en disolución

Podemos dividir el proceso de disolución en tres etapas:

1. Separación de las moléculas del disolvente: requiere un gasto de energía (ΔH_a> 0).

2. Separación de las moléculas del soluto: requiere un gasto de energía (ΔH_b> 0).

3. Interacción entre las moléculas de disolvente y del soluto. Suele ser exotérmica (ΔH_c< 0), y será mayor o menor dependiendo de las fuerzas intermoleculares.

Si las fuerzas entre todos componentes son similares, prácticamente no hay variación de energía al disolverse:

ΔH_sol ≈ 0 → ΔH_a + ΔH_b= –ΔH_c

Éste es el caso de las disoluciones ideales (p. ej. Tolueno : benceno).

Si las fuerzas de cohesión (ΔH_a+ ΔH_b) son menores que las de adhesión (ΔH_c< 0) el proceso es exotérmico (ΔH_sol < 0).

No son disoluciones ideales. (P. ej. acetona en CHCl₃).

Si las fuerzas de cohesión son algo mayores que las de adhesión, el proceso es endotérmico (ΔH_sol > 0). La disolución es posible por el aumento de la entropía y son disoluciones no ideales. (P. ej. acetona en CS₂).

Si las fuerzas de cohesión son mucho mayores que las de adhesión, el proceso es muy endotérmico (ΔH_sol > 0) y no se compensa con el aumento de la entropía. No se produce la disolución y se obtienen mezclas heterogéneas. (P. ej. octano y agua).

En el caso de disoluciones iónicas, los dipolos de agua se disponen alrededor de los iones en la superficie del cristal, le corresponde una fuerza de atracción ión-dipolo. Si estas fuerzas superan las fuerzas de atracción interiónicas del cristal, el sólido se disuelve.

Las fuerzas ion-dipolo sigue existiendo en disolución: los iones se encuentran hidratados.

La hidratación de los iones es un proceso exotérmico.

Si la suma de las entalpías de hidratación es del orden de la energía de la estructura cristalina, se producirá la disolución del cristal.

Para la mayoría de los compuestos iónicos solubles en agua, ΔH_sol > 0, aunque su valor es pequeño.

4. Solubilidad

Una disolución saturada contiene la máxima cantidad de soluto que se disuelve en ese disolvente a una temperatura determinada. Se establece un equilibrio dinámico entre las moléculas de sólido que se disuelven y las de soluto que precipitan.

Una disolución sobresaturada contiene más soluto que el que puede contener un disolvente: son situaciones inestables.

Una disolución insaturada si contiene menos soluto que lo que es capaz de disolver.

La solubilidad depende de la temp: curvas de solubilidad. No existe una relación clara entre ΔH_sol y la variación con la temperatura: las curvas se obtienen experimentalmente.

Sólidos

En la mayoría de los casos, la solubilidad de las sustancias iónicas aumenta con la temperatura.

Proceso de separación: cristalización fraccionada.

Gases

La solubilidad de los gases en agua disminuye al aumentar la temperatura. Sin embargo, en disolventes orgánicos la solubilidad suele aumentar cuando lo hace la temperatura.

Ley de Henry: La solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a la presión del gas sobre la disolución.

La solubilidad aumenta si el gas reacciona con el disolvente (por ejemplo CO2 en agua u O2 en sangre).

5. Disolución ideal y desviaciones.

*Presión de vapor de las disoluciones.

Cuando las moléculas se evaporan en un recipiente, la presión del vapor es lo suficientemente alta para que las moléculas del vapor vuelvan al líquido, por lo que se establece un equilibrio constante. Todo líquido a una cierta temperatura puede establecer un equilibrio dinámico entre las moléculas que pasan de líquido a vapor y las que pasan de vapor a líquido. La presión de vapor es la presión ejercida por el líquido evaporado a una determinada temperatura, es decir, depende del tipo de líquido y temperatura. La presión de vapor nos indica la temperatura de ebullición.

*Ley de Raoult:

Un soluto no volátil disuelto disminuye la presión de vapor del disolvente (Pa0):

Si en un sistema tenemos soluto y disolvente, la presión ejercida por el líquido debe ser multiplicada por la fracción molar, para conocer verdaderamente la presión de éste y no la del soluto, ya que esta última no se incluye en la Presión de vapor.

Si tenemos dos líquidos, cada líquido va a ejercer su propia presión. Por tanto, en caso de que el soluto sea volátil la Presión de vapor va a ser la suma de las presiones parciales de cada uno de los componentes.

*Las disoluciones ideales (la minoría) cumplen la ley de Raoult siempre.

*Las disoluciones no ideales sólo la cumplen cuando son diluidas (x_B < 0,02).

Se puede representar cómo varían las presiones de vapor dependiendo de la composición (a una temperatura determinada):

En caso de que las fuerzas de cohesión predominen, las moléculas están menos retenidas por el disolvente, y más entre sí, por lo que la volatización es más fácil y la desviación postiva,

En caso de que las fuerzas adhesivas predominen, las moléculas se verán más retenidas por el disolvente, por lo que la volatilización es más difícil, y la desviación negativa.

Cuando la presión de vapor iguala a la temp atmosférica el líquido hierve, por lo que también se puede representar cómo varía el punto de ebullición a una determinada presión (normalmente 1 atm).

En la zona entre el líquido y el vapor (zona rosa) coexisten las dos fases, pero no están en equilibrio (ebullición).

Cuando tenemos una mezcla 50:50 y empieza a hervir, el vapor se enriquece en el componente más volátil (sigue la línea superior) y el líquido en el menos volátil (sigue la línea inferior). La gráfica te indica la composición exacta de cada uno a determinada temperatura .A medida que se evapora, el líquido tiende hacia la línea de arriba y el vapor hacia abajo.

En el punto de arriba (donde sale la flecha de vapor) la disolución se ha evaporado totalmente. La idea es que la evaporación no ocurre de una sola vez, sino que sucede poco a poco.

Esto permite separar líquidos por destilación. La destilación fraccionada consiste en sucesivas destilaciones que permiten aumentar la pureza de los líquidos separados.

6. Propiedades coligativas de las disoluciones de no electrolitos

Propiedades coligativas: aquellas que dependen del número de partículas del soluto y no de su naturaleza.

La presión de vapor disminuye cuando está presente un soluto no volátil. Esto se manifiesta en:

o Una elevación del punto de ebullición: aumento ebulloscópico.

o Una disminución del punto de congelación: descenso crioscópico.

En disoluciones diluidas se cumple:

K_f es la constante molal de la disminución del punto de congelación.

K_e es la constante molal del aumento del punto de ebullición. 
M es la molalidad de la disolución.

NOTA: Se utiliza molalidad porque no varía con la temp, mientras que la molaridad varía con la temp, porque varía el volumen.

La diferencia en la presión de vapor se pone también de manifiesto si se hace el siguiente experimento:

• Ponemos dos disoluciones acuosas de diferentes concentraciones de un soluto no volátil en un recinto cerrado.

• La presión de vapor del más diluido es mayor que la del más concentrado, porque puede evaporarse más líquido.

• El vapor irá condensando en la disolución más concentrada hasta que se igualen las concentraciones.

• Esto puede ocurrir en algunos sólidos: toman la humedad del aire y se van diluyendo.

Dependiendo de la concentración, las moléculas pueden escapar de una disolución a otra hasta que se igualen. La más diluida disminuirá el volumen para equilibrar la concentración. Este fenómeno se llama delicuescencia.

Si las dos disoluciones están conectadas a través de una membrana semipermeable, no hace falta que el disolvente pase a vapor.

Se produce un flujo neto de moléculas de agua desde la disolución más diluida a la más concentrada, denominado ósmosis.

El agua se difunde a través de la membrana hasta que la diferencia de altura de líquido iguala el flujo en el sentido contrario.

La presión necesaria para detener el flujo osmótico se denomina presión osmótica (π). π = MRT

Si se aplica una presión sobre la disolución concentrada, se obliga a las moléculas de agua a pasar a la más diluida: ósmosis inversa. Se utiliza para obtener agua potable a partir de agua del mar.

7. Disoluciones de electrolitos

¿Cuál sería el descenso crioscópico de una disolución acuosa de 0,0100 m de urea?

ΔT f= -Kf · m = -1,86 °C·kg·mol-1 · 0,0100 kg·mol-1 = -0,0186 °C

Experimentalmente se obtiene que cuando en lugar de urea, es NaCl, ΔTf = -0,0361 °C

Los electrolitos dan lugar a propiedades coligativas anómalas.

Se define el factor i de Van’t Hoff como la relación entre el valor experimental y el esperado si la disolución fuese de no electrolitos:

Las expresiones de ΔTf y π se modifican multiplicándolas por i.

Según Arrhenius, un electrolito fuerte (p. ej. NaCl o MgCl2) se disociará completamente en iones y cada uno se comportará como un soluto: i valdría 2 (NaCl) y 3 (MgCl2).

Experimentalmente se encuentra que esto sólo se cumple en disoluciones diluidas.

A medida que aumenta la concentración de electrolitos, los iones no se comportan de forma independiente uno de otro.

Cada ion está rodeado por otros de carga opuesta (atracciones interiónicas).

La movilidad de cada ion se reduce debido a la atracción o dificultad para moverse que ejerce su atmósfera iónica.

Se puede decir que cada tipo de ión tiene dos concentraciones:

*Una concentración estequiométrica.

*Una concentración efectiva, denominada actividad, que tiene en cuenta las atracciones entre iones.

La actividad de una disolución está relacionada con su concentración estequiométrica a través de un factor denominado coeficiente de actividad(γ).

Principios de equilibrio químico

El equilibrio químico se establece siempre que estén produciendo dos procesos que tienen lugar a la misma velocidad. Ejemplos de procesos contrarios y simultáneos:

• Evaporación de un líquido en un recipiente cerrado (presión de vapor).

• Disolución de un soluto.

2. Constante de equilibrio.

Ejemplo de proceso reversible: Síntesis del metanol CO(g) + 2 H2(g) → CH3OH(g)

Inicialmente sólo tiene lugar la reacción directa, pero en cuanto se forma algo de metanol, tiene lugar la reacción inversa. CH3OH(g) → CO(g) + 2 H2(g)

Al pasar el tiempo disminuye la velocidad de la reacción directa, porque disminuyen las concentraciones de los reactivos.

La reacción inversa aumenta la velocidad, hasta que llega un momento que las velocidades se igualan y alcanza una situación de proceso dinámico.

La relación entre las cantidades ya en el equilibrio tiene la expresión conocida como constante de equilibrio (Kc). La Kc se basa en concentraciones. Esta se relación se cumplirá siempre que sean cantidades bajas, pues es una aproximación.

La verdadera constante de equilibrio termodinámica (K_eq) no depende de las concentraciones, sino de la relación entre la actividad de los reactivos y productos.

*¿Cómo cambia la constante de equilibrio al modificar la reacción?

-Cuando se multiplican los coeficientes de una ecuación ajustada por un número, la constante de equilibrio estará elevada a ese número.

-Cuando se dividen los coeficientes de una ecuación ajustada por un número,se extrae de la correspondiente raíz de la constante de equilibrio.

-Cuando se invierte una ecuación, la nueva constante de equilibrio es la inversa de la primera constante de equilibrio.

-Cuando se suman reacciones las constantes de equilibrio se multiplican.

En caso de reacciones entre gases, se pueden utilizar las presiones parciales de las concentraciones: Kp. Se describe la composición en términos de presiones parciales. Para ello hay que adaptar la expresión de la constante de equilibrio y referirla, a presiones parciales Kp. Kp y Kc se relacionan mediante la ley de los gases ideales: PV = nRT → P = (n/V) RT → P = cRT

La constante de equilibrio solo incluye término donde la composición o presiones parciales se modifiquen durante la reacción. Es decir, un sólido puro o un líquido NO se incluyen, dado que la concentración de una sustancia pura no puede modificarse.

Ejemplo: Especifica la presión parcial de Hg (líquido, a temp ambiente se evapora) en su evaporación.

Sólo se incluye el segundo elemento de la ecuación (gas), dado que el primero es un líquido. Hg(l) ↔ Hg (g)

*¿Qué información nos da Kp o Kc?

-Un valor muy grande de Kp o Kc significa que la reacción directa transcurre por completo, porque está extremadamente desplazado hacia la derecha (→). Más beneficiosa industrialmente.

-Un valor muy pequeño significa que la reacción directa no se da, porque está muy desplazada hacia la izquierda( ←)

-Para que haya equilibrio Kc o Kp tienen que estar entre 10^-10 o 10¹⁰.

4. ¿Cómo predecir el sentido de una ecuación: Q_c?

El cociente de reacción coincide con la expresión de la constante de equilibrio, pero con la diferencia de que puede ser evaluado en cualquier instante de la reacción y valor de concentración, no sólo en equilibrio. Nos indica hacia dónde se desplaza la reacción.

Si Q = Kc , el sistema está en equilibrio.

Si Q < Kc , significa que el cociente de las concentraciones iniciales es menor que el que debería ser en el equilibrio. La reacción se desplaza hacia →, para incrementar la concentración de productos, ya que así se reducen la de reactivos.

Si Q > Kc , el valor del cociente de las concentraciones iniciales es superior al que corresponde al estado de equilibrio. La reacción se desplaza hacia ← para igualar las concentraciones.

5. Principio de Lechatelier: Modificación de las condiciones de equilibrio.

Ante cualquier modificación de la temperatura, presión o temperatura de las especies en un sistema de equilibrio, el sistema responde estableciendo un nuevo equilibrio que contrarreste parcialmente la modificación.

¿Cómo influye la variación de la concentración?

*Si se aumenta [Product], el sistema para contrarrestarlo, evoluciona hacia la izquierda (←) de tal manera que la reacción neta consume la sustancia añadida.

*Si se aumenta [React], el equilibrio se desplazará hacia la derecha (→), disminuyendo la concentración de los reactivos y aumentando la de los productos.

El estrés en la concentración que se realiza al añadir un reactivo o un producto a un sistema en equilibrio es contrarestado por una reacción neta en la dirección que consume la sustancia añadida.

Si se elimina alguna sustancia el sistema evolucionará hacia ese lado para producir más cantidad de dicha sustancia y restablecer el equilibrio. Así si el estrés de concentración es originado por la eliminación de un reactivo o un producto, este es contrarestado por la reacción neta en la dirección que produce reponiendo el producto eliminado.

¿Cómo se modifica la presión y cómo influye en la reacción?

1. Añadiendo o retirando reactivo o producto gaseoso.

Se modifica igual que con la variación de la concentración.

2. Añadiendo un gas inerte.

La presión total aumenta, pero las parciales permanecen constantes, así que el equilibrio no se modifica.

3. Cambiando el volumen del sistema.

-Si V↑, P↓, se desplaza el equilibrio hacia donde se produzca mayor nº de moles de gas.

-Si V↓, P↑, se desplaza el equilibrio hacia donde se produce un menor nº de moles de gas.

Los cambios de presión no afectan al equilibrio cuando ∆n = 0, ya que, en este caso, el número de moles gaseosos a ambos lados de la ecuación es idéntico. Tampoco afectan cuando sólo hay sólidos y líquidos puesto que son incompresibles.

¿Cómo influye la variación de temp?

Si temp ↑, el equilibrio se desplaza hacia donde la reacción es endotérmica (absorbe calor) para equilibrar el medio.

Si temp ↓, el equilibrio se desplaza hacia donde la reacción es exotérmica (emite calor) para equilibrar el medio.

Se puede establecer relación cuantitativa entre la constante de equilibrio y la temperatura: ΔG° = ΔH° -TΔS° ΔG° = -RTln (K_eq)

La ecuación de Van’t Hoff es comúnmente utilizada para determinar los valores de constantes de equilibrio a una cierta temperatura a partir de los valores de otra temperatura. También ofrece medios de obtener calores de reacción cuando las constantes de equilibrio son conocidas en dos temperaturas.

Otra forma de la ecuación de Van’t Hoff describe el cambio de la constante de equilibrio hacia la concentración Kc con la temperatura:

Efecto de un catalizador.

El equilibrio no varía, sólo varía la cinética de la reacción en ambos sentidos, es decir, simplemente la reacción alcanza el equilibrio más rápido.

6. Cálculo de equilibrios.

A/Determinar el sentido de desplazaminento (Qc)

B/Determinar las cantidades iniciales (concentraciones, presiones parciales, etc)

C/Representar por x el cambio necesario para alcanzar el equilibrio.

D/ Comprobar la estequiometría de la reacción.

E/Relacionar las nuevas concentraciones en el equilibro a través de la constante de equilibrio.

F/Resolver la ec. resultante para hallar x.

Enlace químico: Fuerzas intermoleculares

Fuerzas intermoleculares

En el enlace iónico, los iones están unidos por fuerzas electrostáticas.
En el enlace metálico, los átomos se unen por nubes de e- que se extienden a lo largo del metal.

En el enlace covalente, la mayoría de las moléculas se conforma por átomos enlazados entre sí.

IMPORTANTE: No obstante, también existen sólidos moleculares que no se unen por enlaces covalente.

Las fuerzas intramoleculares son más fuertes que las intermoleculares. De esta forma, requiere más energía romper las fuerzas intramoleculares de un líquido que evaporarlo.

Fuerzas de Van der Waals

*Interacciones dipolo-dipolo--Moléculas polares.

*Interacciones dipolo-dipolo inducido--Moléculas polares e iones

*Fuerzas de dispersión (o de London)--Moléculas apolares

Interacciones dipolo-dipolo

Existen dos tipos: Dipolos del mismo signo o de signo contrario.

En el enlace covalente, el átomo más electronegativo atrae electrones, así que crea un dipolo negativo en su entorno. No obstante, el átomo menos electronegativo cede electrones, así que crea un dipolo positivo. En general, las moléculas no polares tienden a tener una distribución simétricas de sus cargas, pero en un instante determinado la distribución electrónica puede no ser equitativa  por lo que se formaría un dipolo inducido debido a la separación de cargas. Este dipolo inducido es una molécula apolar que momentáneamente se convierte en polar.

El dipolo puede producirse en el interior de una molécula que sea los suficientemente larga.

Interacciones dipolo-dipolo inducido.

Los iones pueden interaccionar con dipolos, ya sean permanente o inducidos. El resultado de esta atracción dipolo-dipolo inducido se conoce como fuerzas de dispersión.

Fuerzas de dispersión (o de London)

Las fuerzas de London se presentan en todas las sustancias moleculares. Son el resultado de un proceso llamado polarización, que consiste en la interacción de los extremos positivo y negativo de dipolos inducidos con moléculas adyacentes.

La intensida de las fuerzas de London depende de la facilidad de polarización de los electrones de la molecula, que a su vez depende del número de electrones en la molécula y de la fuerza con la que son atraídos al núcleo.

"Cuanto más electrones haya en una molécula y más separados estén más fácil será la polarización.

La polarización aumenta a medida que aumenta Z."

Así, las moléculas más pequeñas son menos polarizables porque tienen menos electrones.

Polarizabilidad: tendencia a que se produzca una separación de las cargas en la molécula o átomo.

La forma de las moléculas tiene gran importancia en la polarizabilidad:

-Las moléculas más extendidas (lineales) son más polarizables, ya que a medido que aumenta el número de electrones, la nube electrónica se hace más difusa ("se extiende") y los electrones están más débilmente unidos al núcleo.

EJEMPLO: La molécula alargada del pentano es más polarizable que la del neopentano, su punto de ebullición es más alto, dado que las fuerzas intermoleculares son más fuertes.

NOTA: A mayor interacción, como en el neopentano, menor cohesión y mayor facilidad para cambiar de estado.

"Las moléculas con mayor número de electrones (y generalmente mayor Z) y las moléculas lineales son más polarizables."

En las moléculas polares con dipolos permanentes además de la interacción dipolo-dipolo, hay que tener en cuenta las fuerzas de dispersión.

*Al comparar sustancias de masas moleculares semejantes, las interacciones dipolo-dipolo influyen bastante en las propiedades físicas. 

El F3, de masa semejante al HCl, tiene una temperatura de ebullición más baja, dado que carece de dipolo y sólo posee fuerzas de dispersión. El HCl tiene un punto de ebullición mayor dado que las fuerzas dipolo provocan mayor cohesión.

*Al comparar sustancias de masas moleculares muy diferentes, las fuerzas de dispersión suelen ser mayores que las fuerzas dipolo (fuerzas de dispersión>interacción dipolo)

Interacciones entre iones y moléculas

Son interacciones que ocurren entre especies con carga. Se basa en la fuerza que existe entre un ion y una molécula polar neutra que poseen un momento dipolar permanente. Los iones + son atraídos por el extremo - de un dipolo, mientras que los iones - son atraídos por el extremo +.
Las  interacciones ion-dipolo son importantes en las disoluuciones de sustancias iónicas en líquidos ya que facilitan la solubilización de sales en H2O.

El enlace de hidrógeno

Los valores del Peb (punto de ebullición) del NH3, H2O y HF son anormalmente altos comparados con otros miembros de sus grupos, ello se debe a la fuerte cohesión que establecen los puentes de hidrógeno.

El enlace de puente de hidrógeno es un enlace propiamente dicho, sino que es la atracción experimentada por un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno que están formando parte de distintos enlaces covalentes polares.

El enlace se forma cuando un átomo de hidrógeno unido a un átomo electronegativo es atraído por otro átomo electronegativo de una molécula vecina.

Para la formación de los puentes de hidrógeno son imprescindibles dos requisitos:

1. Hideógenos con deficiencia electrónica.
2. Elemento muy electronegativo con pares de electrones libres.

El enlace más fuerte es cuando los tres átomos se encuentran en línea, aunque el ángulo puede abarcar desde 180-150º.

En las moléculas con este tipo de enlaces actúan varias fuerzas:

1. Interacciones dipolo-dipolo.
2. Fuerzas de dispersión.
3. Enlace covalente coordinado entre un par de electrones del átomo aceptor y de un orbital vacío del H.

En el fluoruro de hidrogenos gaseoso muchas de las moléculas de HF están asociadas en estructuras cíclicas (HF)6. Cada átomo de H se enlaza a un F mediante un enlace covalente simple y a otro F mediante un puente de hidrógeno.

El enlace de hidrógeno es el responsable de muchas de las importantísimas propiedades del H2O. Por ejemplo, a pesar de ser una molécula muy simple, sus Peb y Pf, así como su viscosidad son muy altos.

Además cada molécula de de H2O puede estar unida con cuatro moléculas más mediante puentes de hidrógeno, ya que cada oxígeno puede formar mediante su par libre de electrones dos puentes de hidrógeno (los dos átomos de hidrógeno forman dos puentes más). Esta multitud de enlaces es lo que brinda tanta cohesión al H2O.

Si los puentes de hidrógeno se forman dentro de la misma moléculas se conoce como enlace de hidrógeno intramoleular y suele ser más fuerte que el enlace intermolecular. 

Los enlaces de hidrógeno intramoleculares intervienen en la formación de las estructuras secundarias, terciarias y cuaternarias de las proteinas y en las estabilidad de los ácidos nucleicos. En estos últimos, unen los pares de bases de las cadenas de ADN, formando la doble hélice.

Interacciones hidrofóbas

Son interacciones que se dan únicamente en disoluciones acuosas. Su origen NO se debe a atracciones entre partes apolares de las moléculas.

1. Las moléculas apolares rompen la estructura de los enlaces de hidrógeno del H2O y provocan que las moléculas de H2O se ordenen linealmene. Este aumento del sistema (H2O + sistema apolar) provoca una disminución de la entropía.Si las moléculas apolares se mantienen juntas el efecto es mucho menor. 
2. El resultado es que PARECE que se debe a la atracción entre las moléculas apolares, pero no, se debe a la interacción hidrofóba. 

Influencia en las propiedades físicas

Las moléculas en el interior de un vaso experimentan las fuerzas de las moléculas vecinas desde todas las direcciones, mientras que las moléculas de la superficie sólo experimentan fuerzas de las moléculas de la superficie y de la capa de debajo de esta más cercana.

*Fuerzas de cohesión: Fuerzas intermoleculares entre moléculas semejantes.

*Fuerzas de adhesión: Fuerzas intermoleculares entre moléculas diferentes.

*Tensión superficial: Energía necesaria para aumentar el área de la superficie de un líquido.

Adhesión>Cohesión                                      Adhesion<Cohesión

Asciende por capilaridad.                              El líquido forma gotas.
Genera meniscos cóncavos.                           Genera meniscos convexos.
El líquido se extiende por la superficie.         Desciende en capilares.

Como ya hemos visto, ciertas propiedades físicas dependen de las fuerzas moleculares.

*Punto de fusión: Aumenta al aumentar las fuerzas intermoleculares, aunque depende del tipo de empaquetamiento del sólido.

*Punto de ebullición: Aumenta al aumentar las fuerzas intermoleculares.

*Viscosidad: Aumeta al aumentar las fuerzas intermoleculares.  

*Solubilidad: Lo semejante disuelve lo semejante (Sustancias polares disuelven sustancias polares y sustancias apolares disuelven sustancias apolares).