Ahora que tenemos una mejor idea de cómo la forma y los tipos de enlaces en una molécula pueden afectar su polaridad, veamos un poco más de cerca cómo las moléculas interactúan entre sí. Lo primero que hay que tener en cuenta es que las moléculas globalmente no polares interactúan únicamente a través de las fuerzas de dispersión de London, como los átomos de neón o helio. El punto de ebullición del neón es de -246 °C, mientras que el del CH4 es de -161 °C. Esto significa que las moléculas de metano se atraen más fuertemente entre sí que los átomos de neón. Podemos explicar esto basándonos en el hecho de que una molécula de metano es más grande que un átomo de neón. Como los electrones de las moléculas de metano están dispersos en un área mayor y su distribución (en el espacio) es más fácil de distorsionar, decimos que las moléculas de metano son más polarizables. Al mismo tiempo, como las moléculas de metano no son polares, el punto de ebullición del metano es mucho más bajo que el de las sustancias formadas por moléculas polares de tamaño similar.79

Consideremos tres de estas moléculas: HF (pb 19,5 °C), H2O (pb 100 °C) y NH3 (pb -33 °C). Las tres son polares, por lo que se adhieren entre sí, pero ¿por qué hay diferencias tan grandes en sus puntos de ebullición? La respuesta está en el hecho de que las moléculas interactúan entre sí de múltiples maneras. Todas interactúan a través de las fuerzas de dispersión de Londres y de las interacciones dipolo-dipolo. Además, también es posible un nuevo tipo de interacción, conocida como enlace de hidrógeno (o enlace H). El término enlace H es algo engañoso porque son mucho más débiles que los enlaces covalentes y no implican electrones compartidos; la energía necesaria para romper un enlace de hidrógeno típico es de entre 5 y 30 kJ/mol, mientras que se necesitan más de 400 kJ/mol para romper un enlace C-C.80 En los sistemas biológicos y en el agua líquida, los enlaces H se rompen y reforman continuamente. Los enlaces de hidrógeno se forman entre dos moléculas separadas.81 A diferencia de las fuerzas de dispersión de London, pero al igual que los enlaces covalentes, los enlaces H tienen una dirección; se forman cuando el hidrógeno de una molécula, que está unido covalentemente a un O, N o F, es atraído por el par solitario de un O, N o F de una molécula vecina.

Los enlaces H son un caso especial de una interacción electrostática que implica un átomo de hidrógeno que está unido a un átomo muy electronegativo (típicamente oxígeno o flúor) y un átomo electronegativo que tiene pares de electrones solitarios. Cuando un hidrógeno se une de esta manera, la mayor parte de la densidad de electrones se desplaza hacia el átomo electronegativo, dejando un δ+ relativamente grande en el hidrógeno. El agua es un ejemplo particularmente importante de molécula capaz de realizar enlaces de hidrógeno, porque cada molécula de agua tiene la posibilidad de formar cuatro enlaces H. Cada uno de los átomos de hidrógeno de una molécula de agua puede unirse a otra molécula de agua, mientras que cada átomo de oxígeno tiene dos pares solitarios que pueden interactuar con los átomos de hidrógeno deficientes en electrones de dos moléculas de agua vecinas diferentes, como se muestra en la figura. La capacidad de formar un gran número y redes de enlaces de hidrógeno es la responsable de muchas de las propiedades únicas del agua, como su punto de fusión, su punto de ebullición, su capacidad calorífica, su viscosidad y su baja presión de vapor relativamente altos. En cambio, el HF y el NH3 sólo pueden formar, por término medio, dos enlaces H por molécula. ¿Puedes averiguar por qué es así? Como hay menos enlaces H que romper, tienen puntos de ebullición más bajos. El HF tiene un punto de ebullición más alto que el NH3 porque los enlaces H del HF son más fuertes que los del NH3. (Además de su papel en las propiedades generales de sustancias como el agua, veremos que los enlaces H desempeñan un papel fundamental en la organización de los sistemas biológicos, desde la estructura del ADN y las proteínas hasta la organización de las membranas lipídicas y los mecanismos catalíticos (pero hablaremos de ello más adelante).