UNIDAD III: ENLACE QUÍMICO

DOCTORADO EN MEDICINA

CICLO I-2015

Teoría de Lewis:

En 1916-1919, G, N. Lewis y otros, desarrollaron un conjunto de símbolos especiales para poder explicar el enlace químico. Su teoría se basó en que las configuraciones electrónicas de los gases nobles tienen algo especial, que es la causa de su estabilidad química, los átomos de otros elementos se combinan unos con otros para adquirir configuraciones electrónicas como los gases nobles. La teoría que se desarrolló a partir de este modelo se llamo Teoría de Lewis, la cual es un método sencillo para representar el enlace químico.

Símbolos de Lewis.

Los símbolos de Lewis consisten en el símbolo del elemento que representa el núcleo atómico y los electrones internos de un átomo, junto con puntos situados alrededor del símbolo que representan los electrones de valencia o electrones externos.

Recordando que los electrones de valencia son los que se encuentran en la capa externa del átomo y determinan sus propiedades químicas y son los que participan en la formación del enlace.

Los electrones externos se colocan uno a uno hasta cuatro representados por puntos separados en torno al símbolo del elemento. Después, en caso de que haya más de cuatro electrones de valencia se siguen escribiendo apareando a los que ya se encontraban. Este ordenamiento de los electrones, sugiere que la capa de valencia de un elemento puede acomodar como máximo, cuatro pares de electrones.

Representación de los símbolos de Lewis, para los elementos del segundo periodo.

Representación de símbolos de Lewis para los elementos representativos.

Representación de símbolos de Lewis para iones.

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Enlace Químico:DefiniciónTipos de fuerzas que mantienen unidos a los átomos en los compuestos químicos.

Clasificación del enlace químico: Enlace iónico. Enlace covalente. Enlace metálico.

Generalidades del enlace iónico

Definición: Fuerza de atracción electrostática entre iones con carga positiva y iones con carga negativa. Como es una fuerza de atracción entre cargas de signo opuesto, esta regida por la ley de Coulomb. Este enlace se forma entre un metal y un no metal.

Condiciones para la formación del enlace iónico

Se forma entre elementos que tienen valores bajos de energía de ionización y elementos con alta afinidades electrónicas ó alta electronegatividad. Generalmente el enlace iónico lo forman los elementos de los grupos 1, 2 y 13 con los grupos 15, 16 y 17. Cuanto más separados en la tabla periódica están dos elementos, más iónico será su enlace.

Estructuras de Lewis para enlace iónico

Es una combinación de símbolos de Lewis que representan la transferencia en cada elemento para alcanzar la estructura del gas noble próximo (octete). El catión se representa escribiendo el símbolo del metal con la carga alcanzada después de la transferencia y el anión, escribiendo entre corchetes el símbolo del elemento electronegativo, rodeado de ocho electrones con su respectiva carga fuera del corchete.

Representación de estructuras de Lewis para compuestos iónicos.

Se representa colocando signos (+) al átomo que transfiere los electrones y el signo (–) al átomo que recibe los electrones en la estructura de Lewis.

Ejemplo:

Explicar la formación del cloruro de sodio (NaCl) por medio de símbolos de Lewis a partir de sus átomos.

Paso I: Formación del ión sodio: Na+

En conclusión. El átomo de Sodio al perder un electrón se convierte en un ion positivo adquiriendo una carga positiva de (1+). En general, por cada electrón que pierda un átomo tendrá el mismo número de carga positiva.

Por ejemplo. Si pierde 2e-, tendrá carga (2+) y así sucesivamente.

Paso II: Formación del ion cloruro: Cl-

En conclusión.

*El átomo de cloro al ganar 1e- se convierte en un ión negativo, adquiriendo una carga negativa de (1- ).*En general, por cada electrón que un átomo gane, tendrá el mismo número de carga negativa. Por ejemplo. Si gana 2e- , tendrá carga (2- ) y así sucesivamente

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Paso III: Formación del Na Cl

Símbolos de Lewis Estructura de Lewis

Estructura cristalina del NaCl.

En la estructura cristalina del NaCl. Cada ión Cl-, está rodeado por seis iones sodio Na+ y cada ión Na+, está rodeado por seis iones cloruro como se muestra en la figura 1. En cualquier cristal de NaCl se encuentran miles de millones de iones con esta distribución.

Representación de la estructura cristalina del NaCl.

Ejercicios: Escriba la formación de los siguientes compuestos, utilizando los símbolos y estructuras de Lewis:

a) Cloruro de magnesio (MgCl2)b) Sulfuro de sodio (Na2S)c) Oxido de aluminio (Al2O3)d) Nitruro de magnesio ( Mg3N2)e) Bromuro de potasio ( KBr)

Propiedades generales del enlace iónico a) No dirigido o no direccional.

b) Se une por cargas opuestas.c) Se da por transferencia total de electrones de un átomo a otro.d) Se debe a fuerzas electrostáticas.e) El enlace es fuerte.f) Forma redes cristalinas.

Propiedades físicas generales de los compuestos iónicos

a) Son sólidos con altos puntos de fusión.b) Son solubles en solventes polares como el agua.c) Fundidos y en disoluciones conducen la corriente eléctrica.d) Presentan dureza (grado de resistencia al rayado).

Enlace Covalente.

Definición: Este enlace se forma por el compartimiento electrónico de los átomos no metálicos. El compartimiento electrónico puede ser igual o desigual, así, habrá diferentes tipos de enlace covalente:

No polar y Polar. Pero también existen compuestos donde solamente una especie aporta el par electrónico y la otra el orbital vacío, llamándosele a este Enlace Covalente Coordinado.

Clasificación: Enlace covalente no polar. Enlace covalente polar. Enlace covalente coordinado.

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Condiciones generales para la formación del enlace covalente

Se forma entre átomos iguales o átomos que tengan una diferencia de electronegatividad (ΔEN) relativamente pequeña (no metales).

Propiedades generales del enlace covalentea) Es un enlace dirigido, el par de electrones está colocado entre dos núcleos.b) Se da por compartimiento de electrones.c) Se genera entre no metales.d) Forman agregados moleculares.

Enlace covalente no polar

Definición:

Cuando el enlace lo forman dos átomos del mismo elemento, la diferencia de electronegatividad es cero, por lo tanto, no habrá un momento dipolar resultante en la molécula formándose un enlace covalente no polar.

Se forma por el compartimiento equitativo de los pares de electrones entre átomos, este enlace no forma dipolos.

Ejemplo:

En un enlace covalente no polar tal como el de la molécula de hidrógeno H2, el par electrónico es igualmente compartido por los dos núcleos de hidrógeno. Ambos átomos de hidrógeno tienen la misma electronegatividad. Esto significa que los electrones compartidos están igualmente atraídos por ambos núcleos de hidrógeno y por lo tanto pasan igual tiempo cerca de cada núcleo.

En este enlace la densidad electrónica es simétrica con respecto a un plano perpendicular a la línea entre los dos núcleos. Esto es así, para moléculas diatómicas como: H2, Cl2, N2, F2 y O2, porque los dos átomos tienen la misma electronegatividad.

Podemos generalizar: Los enlaces covalentes en todas las moléculas diatómicas homo nucleares deben ser no polares.

Ejemplo: Calcular la diferencia de electronegatividad de la molécula de H2

EN = 2.1 2.1

∆EN = 2.1 - 2.1

∆EN = 0.0

En donde:

EN = Electronegatividad

∆EN = Diferencia de electronegatividad

Formación del enlace covalente no polar.

Veamos un caso simple de un enlace covalente no polar, la reacción de dos átomos de hidrógeno, para formar una molécula (H2).

Un átomo aislado de hidrógeno tiene la configuración electrónica 1s1. Cuando dos átomos de hidrógeno se acercan uno a otro, el electrón de cada átomo de hidrógeno es atraído por el núcleo del otro átomo de hidrógeno y por su propio núcleo. Si estos dos electrones tienen espines opuestos de forma que pueden ocupar la misma región (orbital), ambos electrones pueden ocupar preferiblemente la región entre los dos núcleos, porque son atraídos por ambos.

Los electrones son compartidos por los dos átomos de hidrógeno, y se forma un enlace covalente simple. Decimos que los orbítales 1s se solapan, así que ambos electrones ahora están en los orbítales de los dos átomos de hidrógeno. De esta manera cada átomo de hidrógeno adquiere la configuración del He, 1s². Los átomos enlazados tienen menor energía que los átomos separados.

Representación en forma orbital, la formación del enlace en la molécula de hidrógeno.

Donde el núcleo cargado positivamente se representa por un punto negro. La densidad electrónica se indica por el relleno alrededor del núcleo.

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Paso I: Imaginemos dos átomos de hidrógeno separados a una gran distancia.

H H

Paso II: Cuando los átomos se acercan entre sí, el electrón de cada átomo es atraído por el núcleo cargado positivamente de otro átomo, así la densidad electrónica empieza a desplazarse.

H H

Paso III: Los dos electrones pueden ocupar los dos orbitales. 1s; la densidad electrónica es

máxima en la región entre los dos átomos.

En general, el enlace puede clasificarse dependiendo de cuantos electrones se comparten entre los átomos por ejemplo.

Nota: Observar que por cada línea que representa el enlace, se comparten dos electrones.

Enlace Covalente polar

Definición: Es el enlace formado por compartimiento desigual del par de electrones de los átomos que se encuentran enlazados.

Los electrones no se comparten con la misma fuerza por los átomos que se encuentran enlazados, por lo que uno de ellos tiene más tendencia a atraer los electrones compartidos que el otro.

Se forma por el compartimiento desigual de los pares de electrones entre los átomos, produciendo una distribución desigual de la nube electrónica de la molécula y esto hace que se formen dipolos.

Y también se forma por elementos no metálicos que tienen electronegatividades cercanas.

Representación del enlace covalente polar por estructuras de Lewis

Como un ejemplo se representa la formación del enlace covalente polar del ácido clorhídrico HCl, en el cual el átomo de hidrógeno comparte su electrón con el átomo de cloro que tiene siete electrones en su capa de valencia. El cloro completa su octeto obteniéndose así una mayor estabilidad en la molécula.

La electronegatividad del cloro es mayor que la del hidrógeno, por lo que atrae el par de electrones compartidos más fuertemente, produciéndose cargas parciales entre ambos átomos, generándose un dipolo eléctrico (separación de cargas en una molécula).

Se usan dos notaciones para indicar enlaces polares.

I. Se asigna el signo (- ) sobre el átomo más electronegativo indicando una “carga parcialnegativa”, y se asigna el signo (+) sobre el átomo menos electronegativo, que indica una “carga parcial positiva”.

Ejemplo

●●

● ●

● ●

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En el enlace covalente polar se da una distribución asimétrica de la densidad electrónica; la densidad se distorsiona en la dirección del átomo más electronegativo, el Cl. Este pequeño desplazamiento de densidad electrónica deja al H con carga parcial positiva.

II. Para indicar la polaridad se dibuja una flecha que apunta hacia el extremo negativo del enlace, y la cruz en la cola indica el extremo positivo.

Ejemplo:

Se ha formado un dipolo, que resulta de la separación de los centros de las cargas positiva y negativa en un enlace covalente, el momento dipolar resultante, es la suma de los dipolos de enlace, teniendo en cuenta sus magnitudes y direcciones.

Esta distribución asimétrica de los electrones es la responsable de la formación de un dipolo con carga parcial negativa del lado del Cl y con carga parcial positiva del lado del H.

Representación del enlace covalente polar en la molécula H2O

I. Primero calculamos la polaridad por la diferencia de electronegatividad de los átomos que forman el enlace. H O

EN = 2.1 3.5

∆EN = 3.5 – 2.1

∆EN = 1.4

II. Formación del enlace covalente polar, con símbolos y estructuras de Lewis para el H2O.

En esta molécula cada átomo de hidrógeno comparte su electrón con el átomo de oxígeno y a la vez el oxígeno comparte sus electrones con los hidrógenos, de esta manera el oxígeno completa su octeto. Se forman dos enlaces covalentes sencillos entre los dos átomos.

En el dipolo del agua, el átomo menos electronegativo, el hidrógeno adquiere una carga parcial positiva y el átomo más electronegativo, el oxígeno adquiere una carga parcial negativa como se muestra en la siguiente figura.

Dipolo del agua.

Polaridad del enlace y electronegatividad.

Cuando dos átomos no metálicos de cercanas electronegatividad forman un enlace covalente, el par de electrones se comparte de manera desigual y el átomo más electronegativo ejercerá mayor atracción sobre los electrones del enlace y adquirirá una carga parcial negativa (-). Al mismo tiempo, el átomo en el otro extremo del enlace adquirirá carga parcial positiva (+). Así el enlace formado entre dos átomos presenta un extremo positivo y otro negativo que se denomina enlace covalente polar o enlace covalente dipolar.

Conclusión:

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Representación del dipolo para HCl

Entre más grande es la diferencia en el valor de electronegatividades más polar es el enlace. Recordar que este enlace se forma entre no metales.

En la siguiente tabla periódica se muestran los valores de electronegatividad para cada elemento.

Ejercicios resueltos:

1. Basándose en los valores de electronegatividad, calcular la polaridad del enlace en las siguientes moléculas y establecer el orden de mayor a menor polaridad.

a) H+ ― F- b) H+― Cl - c) H+ ― Br - d) H+ ― I-

2.1 4.0 2.1 2.0 2.1 2.8 2.1 2.5

ΔEN = 1.9 0.1 0.7 0.4

R/ a c d b

2. En cada uno de los siguientes pares de enlaces analice cual es más polar e indique las cargas parciales.

a) B ― F y B ― Cl c) C ―O y C ― S

b) Si ― O y P ― P

Solución:

a) B+ ― F - y B+ ― Cl-

2.0 4.0 2.0 3.0

ΔEN = 2.0 1.0

Ambos enlaces son polares

b) Si+― O - y P P

1.8 3.5 2.1 2.1

ΔEN= 1.7 0

Polar No polar

e) C+ ― O - y S―S

2.5 3.5 2.5 2.5

ΔEN = 1.0 0

Polar No polar

Dependiendo del número de pares de electrones compartidos, el enlace covalente puede ser: sencillo (un par de electrones),

doble (dos pares de electrones) y triple (tres pares de electrones). El enlace sencillo es más largo que el doble, y el doble más

largo que el triple.

En cuanto a la fuerza del enlace, el triple es más fuerte que el doble y el doble enlace más fuerte que el sencillo.

Propiedades del enlace covalente.

Las propiedades del enlace covalente son:

a) Orden de enlace

b) Longitud de enlace

c) Energía de enlace.

a) Orden de enlace: Lo establece el número de pares de electrones compartidos entre dos

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átomos en una molécula.

Cuando solo se comparte un par de electrones entre dos átomos, como en el enlace sencillo, Ejemplo H―F, es de orden 1; Cuando se comparten dos pares de electrones entre los átomos, como en los enlaces dobles (C = O, O = C = O (CO2) y el enlace del etileno, H2C = CH2 es de orden 2; Cuando se comparten tres pares de electrones entre los átomos como el triple enlace en: NN es de orden 3.

Ejercicio: Indique el orden de enlace de cada uno de los siguientes casos: C = N, CN, C - N

Solución: C - N: orden de enlace1

C = N: orden de enlace 2

C N: orden de enlace 3

b) Longitud de enlace

Es la distancia entre el núcleo de dos átomos unidos por un enlace covalente en una molécula. La longitud de los enlaces simples esta determinada en gran parte por el tamaño de los átomos.

Los enlaces se hacen cada vez más cortos conforme el orden de enlace aumenta en las series, esto lo podemos observar en la tabla siguiente:

Ejemplo 1:

En los haluros de hidrógeno la longitud de enlace aumenta según el tamaño relativo de los halógenos:

H ― I H ― Br H ― Cl H ― F

A mayor tamaño, mayor es la longitud del enlace.

Ejemplo 2:

La longitud de los enlaces entre el C” y otro elemento en un periodo dado aumenta de derecha a izquierda:

C ― C C ― N C ― O C ― F

c) Energía de enlaces

La estabilidad de una molécula tiene que ver con la fuerza de los enlaces covalentes. Esta fuerza covalente entre dos átomos está determinada por la energía necesaria para romper esa unión. Esa energía es la entalpía de enlace (ΔH).

Entalpía de enlace: Es la energía total promedio requerida para romper un mol de enlaces de una sustancia en sus componentes en estado gaseoso.

Ejemplo:

Cl ― Cl (g) 2 Cl (g)

ΔH = D (Cl ― Cl) = 242 kJ/mol; D = representa las entalpías de cada enlace.

Como el metano (CH4) tiene 4 enlaces C ― H equivalentes, la entalpía de enlace media es igual a las entalpías totales de los 4 enlaces C―H dividida entre los cuatro enlaces.

ΔH =D(C ― H) = 1660 kJ/mol = 1660/4 = 415 kJ/mol.

La entalpía de enlace determinada en forma experimental para la molécula de hidrógeno es

H2(g) → H(g) + H(g) ∆H = 436.4 Kj/mol

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Esta ecuación indica que para romper los enlaces covalentes de un mol de moléculas de H2 gaseoso se necesitan 436.4 Kj de energía. Para las moléculas de cloro que son menos estables,

Las entalpías de enlace también se pueden medir directamente para moléculas diatómicas que contienen elementos diferentes, como el HCl,

Así como para moléculas que contienen enlaces dobles y triples:

La medición de la entalpía de enlace en moléculas poliatómicas es más complicada. Por ejemplo, en el caso del agua, las mediciones muestran que la energía necesaria para romper el primer enlace O-H es diferente de la que se requiere para romper el segundo enlace O-H

En ambos casos se rompe el enlace O-H, pero el primer paso es más endotérmico que el segundo. La diferencia entre los dos valores de H indica que el segundo enlace O-H experimenta en sí mismo un cambio debido a una modificación en el ambiente químico.

Ahora se entiende por qué cambia la entalpía de enlace de la misma unión O-H en dos moléculas diferentes, como el metanol y el agua: su ambiente químico es distinto.

La entalpía de enlace siempre es una cantidad positiva, entre mayor sea la entalpía de enlace mas fuerte es el enlace.

Estructuras de Lewis para enlaces sencillos.

Enlace Covalente Sencillo ( Orden 1)

Se comparte un par de electrones. En una fórmula de Lewis representamos un enlace covalente sencillo escribiendo el par de electrones compartidos como un par de dos puntos entre los símbolos de los dos átomos o como un guion. Así la formación de H2 a partir de dos átomos de H podría representarse como.Ejemplo: H–H ó H2

Estructuras de Lewis para enlaces múltiples (O2, N2, CO2 )

Enlace Covalente Doble (Orden 2). Se comparten dos pares de electrones para la formación del doble enlace. Cada

átomo aporta dos electrones.

Ejemplo: O O, O2

Enlace Covalente Triple (Orden 3). Se comparten tres pares de electrones para la formación del enlace triple. Cada

átomo aporta tres electrones.

Ejemplo: N N, N2

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Método para construir estructuras de Lewis para moléculas poliatómicas

Se escribe el número total de electrones de valencia en la molécula.

Ejemplo: encontrar estructura de Lewis para el Amoniaco (NH3).

Se contabilizan todos los electrones de valencia en la molécula:

1 N → 5e-

3 H → 3 x 1 e- = 3 e-

Total 8e-

1. Escriba un “esqueleto” (simétrico) unido a los átomos por enlaces sencillos y se totaliza el número de electrones utilizados (dos

electrones por cada enlace sencillo).

2. Se resta del total de electrones de valencia los electrones ocupados en el paso dos.

8e- − 6e- = 2e-

3. Se distribuyen los dos electrones en los átomos de la molécula para que satisfagan la regla del octete.

El elemento menos electronegativo se escribe como átomo central, salvo el hidrógeno que nunca será el elemento central, debido a

que forma un solo enlace. El elemento menos electronegativo suele ser el que necesita la mayor parte de electrones para completar

su octeto; por ejemplo el esqueleto del CS2 es S C S.

Ejemplos: Estructuras de Lewis para moléculas poliatómicas

a) HClO b) HClO2 c) HClO3 d) HClO4 e) CCl4

Resonancia

Consiste en la combinación lineal de estructuras de una molécula que no coinciden con la estructura real, pero que mediante su combinación, nos acerca más a su estructura real. Para algunas especies se puede escribir dos o más estructuras de Lewis aceptables. La estructura verdadera es una combinación o hibrido de las diferentes estructuras contribuyentes. Linus Pauling propuso la teoría de resonancia.

En una especie con resonancia una única estructura de Lewis, no da una descripción adecuada de una molécula. Así, por ejemplo, para la molécula de ozono pueden dibujarse dos estructuras de Lewis. Sin embargo, ninguna de las dos por separado representa correctamente la distribución electrónica de dicha molécula. Cada una presenta un enlace simple y uno doble, siendo los valores de longitud, O -O = 1.48 Å y

O = O, 1.21 Å, sin embargo la determinación experimental del enlace entre los oxígenos en la molécula de ozono es 1.28 Å, surgiendo la necesidad de proponer una estructura resonante.

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La resonancia se indica mediante una flecha con doble punta.

Si nos interesa establecer el orden de enlace en esta estructura resonante, se hace mediante la siguiente expresión:

Orden de enlace = Número de pares de electrones compartidos que unen a X e Y

Número de enlaces X-Y en la molécula o ion

Tomar en cuenta que en este ejemplo X e Y, ambos representan al oxígeno.

Orden de enlace = 3

2

Orden de enlace = 1.5

Otra interpretación: ¿Cuál es el orden de enlace oxígeno - oxígeno en el O3? Cada estructura de resonancia del O3 tiene enlaces simples O-O y un doble enlace O=O, para un total de tres pares de electrones compartidos, que dan lugar a dos enlaces Oxígeno-Oxígeno.

Otros ejemplos:

a) Estructura resonante para el ion nitrito NO2-

b) Estructura resonante del dióxido de azufre SO2

Ejercicios propuestos:

Escribir estructuras resonantes para: Benceno, C6H6; Ión nitrato, NO3- , Ion acetato, CH3COO-

Enlace covalente Coordinado o Dativo.

Se forma cuando un átomo dona un par de electrones y el otro átomo aporta el orbital vacío y se representa con frecuencia, mediante una flecha que apunta desde el donador hacia el aceptor de electrones.

Ejemplo 1. Ión hidronio H3O +

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El oxígeno del agua tiene dos pares de electrones libres sin compartir, el donador será siempre la especie química que tiene electrones disponibles, en este caso es el oxígeno; base de Lewis porque dona el par de electrones y el aceptor es el protón H +; ácido de Lewis porque acepta el par de electrones, este tiene un orbital vacío. Toda la especie adquiere la carga 1+ del protón.

La flecha apuntando al hidrógeno significa que el oxígeno dona el par de electrones, y el hidrógeno los acepta.

El enlace, una vez formado, no se diferencia para nada de los enlaces covalentes normales que ya existen en la molécula.

Ejemplo 2: ión amonio NH4 +.

El nitrógeno pertenece al grupo 15, por lo que tiene cinco electrones de valencia, comparte tres electrones con cada átomo de hidrógeno y le quedan dos electrones que puede donar al H+ que esta deficiente de electrones, todo el ion adquiere la carga 1+ del protón.

Los cuatro enlaces N – H son equivalentes y tienen la misma longitud, por lo que no se puede establecer cuál de los cuatro enlaces es el covalente coordinado. Puede señalarse cualquiera de los enlaces con una flecha, desde el nitrógeno hacía el hidrógeno como representación de un enlace covalente coordinado.

Teoría de Hibridación.

Tipos de orbítales híbridos sp, sp2 y sp3 y sus respectivas geometrías en elementos del 2do, período.

Ejemplo: BeCl2, BF3, CH4, CH2 = CH2, CH CH, CO2, NH3, H2O

Método de Enlace de Valencia. Descripción de la formación del enlace covalente por el solapamiento de orbitales atómicos. Se basa normalmente en el solapamiento de orbitales semillenos. Es un modelo de enlace de electrones localizados: los electrones internos y los pares solitarios de electrones de valencia mantienen los mismos orbitales que los átomos separados, y la densidad de carga de los electrones de enlace se concentra en la región del solapamiento de orbitales.

¿Por qué el solapamiento anterior conduce a la formación del enlace químico?

Al producirse el solapamiento de orbitales sus funciones de onda están en fase. La densidad electrónica reforzada, con carga negativa, atrae a los dos núcleos con carga positiva, lo que conduce a una energía menor que la de los dos átomos separados. Así, una densidad electrónica reforzada entre los dos núcleos produce el enlace químico.

Si intentamos aplicar el Método del enlace de valencia a un mayor número de moléculas, el solapamiento sencillo de orbitales atómicos, no esta de acuerdo con los valores experimentales observados. Veamos el caso del carbono. En su estado fundamental se encuentra así:

Y utilizando sólo orbitales semillenos, se predice la existencia del CH2 y un ángulo de enlace de 90º. La molécula CH2 es estable, pero normalmente no se observa en el laboratorio; es una molécula muy reactiva, para la que se necesitan ciertas condiciones para su existencia.

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El hidrocarburo observable más estable en condiciones normales es el CH4, consistente con la regla del octete de Lewis. Para obtener este compuesto por el método de enlace valencia, necesitaríamos cuatro electrones desapareados, de forma que el solapamiento condujera a cuatro enlaces C-H. Para obtener este diagrama, imagine que uno de los electrones 2s del átomo de carbono en su estado fundamental absorbe energía y es promocionado al orbital vacío 2p. Configuración electrónica resultante es la de un estado excitado que podemos La representar como:

Esta configuración sugiere una molécula con tres enlaces C-H perpendiculares entre sí basados en los orbitales 3p del átomo de carbono (ángulos de 90º). El cuarto enlace estaría dirigido en cualquier dirección que pudiera acomodar al cuarto átomo de hidrógeno. Sin embargo esta descripción no es acorde con los resultados experimentales de el ángulo de enlace, todos ellos resultan ser iguales y de 109.5º; el mismo valor que predice la Teoría RPECV (Teoría de Repulsión del Par de Electrones de Capa de Valencia).

Para que los ángulos sean iguales, los cuatro orbitales deben ser iguales, por lo que surge la necesidad de plantear la HIBRIDACION DE ORBITALES.

HIBRIDACION DE ORBITALES

Es un proceso mediante el cual se combinan los orbitales atómicos en un átomo, por lo general el átomo central. Mezclan sus orbitales puros para formar orbitales híbridos energéticamente diferentes de los que los formaron (la energía de los orbitales híbridos es intermedia, entre la energía de los orbitales s y p, por ejemplo; para participar en la formación de enlaces químicos).

Consideraciones que se deben tomar en cuenta en la hibridación:

El concepto de hibridación no se aplica a átomos aislados. Es un modelo teórico que se utiliza sólo para explicar el enlace covalente Los orbítales híbridos y los orbitales atómicos puros tienen formas muy diferentes. El número de orbitales híbridos generados es igual al número de orbitales atómicos puros que participan en el

proceso de hibridación. La hibridación requiere de energía. Sin embargo, el sistema recupera esta energía durante la formación del

enlace. Los enlaces covalentes en las moléculas y en los iones poliatómicos, se pueden formar por el traslape de

orbitales híbridos con orbitales híbridos, orbitales híbridos con orbitales puros y entre orbitales puros.

Tipos de hibridación

Hibridación sp Hibridación sp2

Hibridación sp3

Hibridación sp Participa un orbital s y un orbital p y se obtienen 2 orbitales híbridos sp.Ejemplo.

Los dos orbitales híbridos sp formados se ubican en el espacio formando un ángulo de enlace de 180°.

Angulo de enlace: Es el ángulo formado por las líneas que unen los núcleos de los átomos de la molécula.

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Hibridación sp del BeCl2

Configuraciones electrónicas del Be y Cl

4 Be 1s2 2s2 ; 17Cl [Ne] 3s23p5

Proceso de hibridación para BeCl2

Figura 5: Diagrama de energía para la hibridación de BeCl2

Disposición espacial de los orbitales híbridos alrededor del átomo hibridizado para BeCl2.

Otros compuestos semejantes al BeCl2 son: BeF2 , BeBr2, BeI2, gaseosos, CdX2, y HgX2 donde X=Cl, Br, I y F. Todos son compuestos lineales no polares, con ángulos de enlace de 180º.

Hibridación sp2

Participan un orbital “s” y 2 orbitales “p” para formar 3 orbitales híbridos sp2

Formación de los tres orbitales híbridos sp2

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La hibridación

de un orbital “s” con dos orbitales “p” da un conjunto de tres orbitales híbridos sp2. Los ángulos de enlace asociados a esta

disposición trigonal son aproximadamente de 120°.

Hibridación sp2 del BF3 (Trifloruro de Boro)

La configuración del 5 B 1s22s 2 2p 1

La configuración del fluor es 9F [He] 2s 2 2p 5

Representación del diagrama de orbital

Proceso de Hibridación.

Diagrama de niveles de energía para la hibridación BF3.

Disposición espacial del BF3.

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Hibridación sp3

Participa un orbital “s” y 3 orbitales p, para formar 4 orbitales híbridos sp3

Formación de Orbitales Híbridos sp3

La hibridación de un orbital s con tres orbitales p da un conjunto de cuatro orbitales híbridos sp3. Los cuales se disponen en forma tetraédrica, teniendo ángulos de enlace de 109.5°.

Hibridación sp3 para el átomo de carbono en el metano: CH4

La configuración electrónica del carbono 6 C 1s2 2s 2 2p 2

Proceso de hibridación

De esta forma los orbitales híbridos del carbono puede albergar un electrón de otro átomo para formar enlace covalente sencillo.

Diagrama de niveles de energía para el carbono

Disposición de los orbitales híbridos del átomo de carbono en el CH4.

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Hibridación sp3 del Nitrógeno en la molécula de NH3

Configuración electrónica: 7N 1s2 2s 2 2p 3

Proceso de hibridación

Cada orbital p tiene un electrón por lo que solo se dará el proceso de hibridación.

Se combinan cuatro orbitales atómicos de diferente energía para originar 4 orbitales híbridos sp 3. El electrón de cada uno de los tres hidrógenos puede ocupar cada uno de los orbitales híbridos sp3 y formar tres enlaces sencillos, alojando en el otro orbital hibrido el par electrónico no enlazante.

La molécula tiene una geometría molecular Piramidal Trigonal, (base triangular y geometría piramidal) todos los ángulos de

enlace H-N-H son de 107.8º

La molécula es polar porque sus vectores no se anulan, originando un momento dipolar resultante > 0

Hibridación sp3 del oxígeno en la molécula de H2O

La configuración electrónica del oxígeno es 8O, 1s2 2s 2 2p 4 , pertenece al grupo 16, tiene seis electrones en la capa de valencia.

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Hibridación del oxígeno en la molécula de agua: H2O

Se combinan cuatro orbitales atómicos de diferente energía para formar 4 orbitales híbridos sp3 de igual energía. El electrón de cada uno de los dos átomos de hidrógenos puede ocupar cada uno de los dos orbitales híbridos sp3 semillenos y formar dos enlaces sencillos

La molécula tiene una geometría angular debido a que los dos pares de electrones solitarios ejercen repulsión a los pares compartidos; los ángulos de enlace H-O-H son de 104.5º

ENLACE SENCILLO

Son enlaces formados por compartimiento de un par de electrones entre dos átomos, en una molécula.

ENLACE SIGMA ().

Se forma por el traslape frontal de los orbitales, ambos orbitales deben estar atravesados por el mismo eje.

ENLACES MULTIPLES

Son enlaces formados por compartimiento de más de un par de electrones entre dos átomos, en una molécula.

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ENLACE PI ().

Se forma por el traslape lateral de dos orbitales (p) puros.

Hibridación sp2 del carbono en el eteno: CH2 = CH2.

6C: 1s2, 2s2 2p2

Disposición de los orbitales híbridos sp2 alrededor del átomo de carbono

Formación del enlace sigma σ y pi π

El Angulo de enlace H-C-H es de aproximadamente 120° y describe una geometría trigonal plana. El solapamiento de los orbitales sp2 a lo largo del eje que une los dos carbonos genera un enlace sigma; el solapamiento de los orbitales “p” puros generan, a su vez, un enlace pi, entre los dos se obtiene el doble enlace carbono-carbono, en donde la densidad electrónica (π) está arriba y abajo del plano de simetría.

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Un enlace doble esta formado por un enlace sigma y un pi.

Hibridación sp del carbono en el acetileno: CH CH6C: 1s2, 2s2 2p2

En el caso de un triple enlace, los orbitales del átomo de carbono se hibridizan generando dos orbitales híbridos sp, formando un ángulo de enlace de 180°, dejando en estado puro dos orbitales atómicos “p”.

Disposición espacial de los orbitales híbridos sp y p puros alrededor del átomo de C

El solapamiento de los orbitales sp y los dos orbitales “p” puros de los dos átomos a enlazarse son los que producen el triple

enlace:

Este es el caso, por ejemplo, de Acetileno (C2H2), que se ilustra en la siguiente figura:

El triple enlace consta, de un enlace sigma y dos enlaces pi entre los carbonos. El ángulo de enlace H-C-H es de 180°y la

molécula posee una geometría lineal. El enlace C-H es sigma.

Ejercicios:

Identificar los enlaces σ y , el tipo de hibridación del átomo central, y polaridad en una molécula

Identificar el número de enlaces σ y , el tipo de hibridación del átomo señalado y la polaridad de la molécula en las siguientes sustancias:

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Solución:

La molécula tiene 10 enlaces σ, 3 enlaces , la hibridación del carbono señalado por tener triple enlace tiene hibridación sp, geometría lineal con ángulo de enlace de 180º y la molécula es no polar.

Solución:

La molécula tiene 6 enlaces σ, 0 enlaces , la hibridación del nitrógeno es sp3, tiene tres enlaces sencillos, uno con cada hidrógeno (2) y uno con el átomo de carbono, con geometría piramidal trigonal en el átomo señalado con un ángulo de enlace de 107º (parecida a la molécula de NH3) y es una molécula polar.

Solución:

La molécula tiene 5 enlaces σ, cero enlaces, la hibridación del oxígeno es sp3 tiene dos enlaces sencillos, uno con hidrógeno y uno con el átomo de carbono, tiene una geometría angular, con un ángulo de enlace aproximado a 104.5º igual que la molécula de agua y es una molécula polar.

Polaridad en las moléculas

Considerando que la Geometría Molecular es una disposición de los átomos alrededor del átomo central de una molécula o ion poliatómico que expresa la estabilidad molecular, y que determina la polaridad de la molécula; es una propiedad de las moléculas que representa la separación de las cargas eléctricas dentro de la molécula y depende de:

a) La geometría molecular

b) El tipo de enlace

c) El número de pares electrónicos no enlazantes.

La magnitud del desplazamiento de la carga en un enlace covalente polar viene dada por el Momento dipolar ().

El momento dipolar se expresa. = x d.Dónde:

() = Magnitud de la carga

(d) = Distancia entre los centros de carga

Unidad en las que se expresa es Debye (D).

Los valores reportados del momento dipolar (), en la literatura expresan que:

La polaridad de la molécula se determina mediante la suma de los vectores de enlace y el enlace polar se representa por un vector, en donde la punta de la flecha está dirigida hacia el átomo más electronegativo, entonces.

Si la suma de los vectores es igual a cero, la molécula es no polar. Si la suma de los vectores es mayor de cero, la molécula es polar.

Ejemplos:

1. Determinar la polaridad del BeCl2

= 0 Polaridad del enlace

El enlace Be ― Cl es polar Be+― Cl-

Geometría molecular: LinealAngulo de enlace: 180°

Polaridad de la molécula: = 0 → Molécula no polar

Nota: Aunque el enlace es polar, la molécula es no polar

2. Determinar la polaridad del BF3

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La molécula es no polar porque al sumar los vectores, el vector resultante se anula

Dando un momento Dipolar = 0

3. Determinar polaridad del CH4

La molécula es no polar porque sus vectores se anulan. No habrá momento dipolar resultante ( = 0).

.

Determinar la polaridad del NH3

La molécula es polar >0.

4. Determinar la polaridad del agua

La molécula es polar porque sus vectores no se anulan, originando un momento dipolar >0.

Ejemplo de otra molécula lineal es la del CO2

La molécula es no polar por ser simétrica, originando un momento dipolar = 0

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Fuerzas Intermoleculares.

Son fuerzas de atracción características, que mantienen juntas a las moléculas en un compuesto, dándoles propiedades

específicas.

En los gases las fuerzas de atracción intermolecular son insignificantes en comparación con las energías cinéticas de las moléculas; por ello las moléculas están muy separadas y en movimiento constante.

En los líquidos las fuerzas intermoleculares tienen la suficiente intensidad para mantener las moléculas muy juntas, no obstante las moléculas pueden moverse unas con respecto a otras pudiendo tomar la forma del recipiente que los contiene.

En los sólidos las fuerzas de atracción entre las partículas tienen la intensidad suficiente para frenar el movimiento molecular y obligar a las partículas a ocupar sitios específicos en un acomodo tridimensional, siendo un arreglo muy rígido.

Las intensidades de las fuerzas intermoleculares de diferentes sustancias varían dentro de un intervalo amplio, pero generalmente son mucho más débiles que los enlaces iónicos y covalentes.

Muchas propiedades de los líquidos reflejan la intensidad de las fuerzas intermoleculares, las moléculas de un líquido deben vencer sus fuerzas de atracción para separarse y formar un vapor. Cuanto más intensas son las fuerzas de atracción, más alta es la temperatura a la que el líquido hierve; cuando se iguala la presión que ejerce el líquido en su estado de vapor con la presión atmosférica se alcanza su punto de ebullición. Así mismo, el punto de fusión de un sólido se incrementa al elevarse la intensidad de las fuerzas intermoleculares.

Clasificación de las fuerzas intermoleculares:

a) Ion-Dipolo

b) Dipolo-Dipolo

c) Dispersión o London

d) Puente de Hidrógeno

Fuerzas ion dipolo

Las fuerzas ion- dipolo tienen especial importancia en las soluciones de sustancias iónicas en líquidos polares. Son atracciones entre un ión y el polo de carga opuesta de una molécula polar. La magnitud de la atracción aumenta con la carga del ión y la carga del dipolo

El ion positivo es rodeado por el dipolo orientado con su carga negativa y el ion negativo es rodeado por el dipolo orientado con su carga positiva.

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Los compuestos formados por iones, como el NaCl, forman sólidos cristalinos en los que las partículas que los constituyen se encuentran fuertemente atraídos por lo que podemos llamar una interacción ion-ion. Esta interacción, sin embargo puede en muchos casos, ser vencidas al poner a esa sustancia iónica en contacto con agua. Las moléculas de agua con sus dipolos permanentes pueden interactuar fuertemente con ambos tipos de iones, según se muestra en la figura. Algunos disolventes polares como los alcoholes, también pueden ser capaces en algunos casos de vencer las interacciones ion-ion, para disolver a un compuesto iónico mediante interacciones ion-dipolo.

Fuerza dipolo-dipolo.

Fuerzas de atracción entre moléculas polares. Las moléculas polares se atraen cuando el extremo positivo de una de ellas está cerca del extremo negativo de otra. Las fuerzas dipolo- dipolo son efectivas solo cuando las moléculas polares están muy juntas, generalmente son más débiles que las fuerzas ión-dipolo, aumentan al aumentar la polaridad.

Para moléculas con masa y tamaño aproximadamente iguales, la intensidad de las atracciones intermoleculares aumenta al incrementar la polaridad.

No en todos los átomos la atracción de los electrones hacia el núcleo es igual. Esto es importante cuando se forma un enlace covalente entre dos átomos con distinta capacidad de atraer a los electrones.

En el ácido clorhídrico, HCl, como el cloro atrae más a la nube electrónica que el hidrógeno hay mayor densidad electrónica negativa cerca de él, mientras que cerca del hidrógeno, hay una deficiencia de carga negativa. En esta molécula la nube electrónica se encuentra polarizada; en el HCl hay un dipolo permanente.

Las moléculas que poseen dipolos permanentes, se atraen unas a otras con mucha más fuerza que las moléculas de estructura similar y tamaño semejante, con dipolos más débiles. Esto se refleja en que a mayor fuerza polar mayor punto de ebullición.

Fuerzas o dispersión de London.

En las moléculas no polares se puede producir de manera transitoria un desplazamiento relativo de los electrones originándose un polo positivo y otro negativo, a lo que se le llama dipolo instantáneo o transitorio, que produce dipolos inducidos con las moléculas vecinas, estableciéndose una débil atracción entre las moléculas.

Ejemplo:

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.

En el caso particular, como el de la molécula de yodo (I2), se le llama “dipolo instantáneo”, pues la separación de cargas no es permanente, dura una pequeña fracción de segundo. Sin embargo, la probabilidad de que las cargas se distribuyan momentáneamente de manera no homogénea aumenta con el número de electrones en la nube, así como del volumen total en el que éstos se mueven. Como se generan “polos” de carga parcial, se dice que la molécula se polariza.

Aunque los electrones tienden a distribuirse uniformemente a través de toda la nube electrónica, debido a su continuo movimiento, existe la probabilidad de que en un instante cualquiera, los electrones se concentren en un extremo de la molécula, creando momentáneamente una distribución desigual de cargas parciales.

Las interacciones relativas de las fuerzas dipolo- dipolo y de dispersión dependen de la polaridad, polarizabilidad, el tamaño y la forma de la molécula.

Polarizabilidad: grado en el cual la nube electrónica de un átomo o molécula puede distorsionarse por la acción de un campo eléctrico externo, o por la acción de otra molécula distorsionada.

Las fuerzas de dispersión se hacen mas intensas al aumentar la masa molar, por ejemplo, en la serie de los halógenos.

Comparación masa molar y punto de ebullición

Es más difícil separar a las moléculas de yodo que a las de bromo. También podemos decir que la cantidad de energía necesaria para separar a las moléculas de los halógenos, aumenta con el tamaño del halógeno.

Tamaño de las moléculas de halógenos: F2 < Cl2 < Br2 < I2

Halógeno M.M N0 de e- p. de ebullición (°C)

F2 38 18 -188.1

Cl2 71 34 -34.0

Br2 160 70 59.5

I2 254 106 185

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Este efecto también explica el aumento en el punto de ebullición y de fusión de algunos hidrocarburos, como se ve en tabla

siguiente.

Hidrocarburo Masa molar Punto de ebullición Punto de fusión

Metano 16 -164 -182

Etano 30 -88.6 -183.3

Propano 44 -42.1 -187.9

n-butano 58 -0.5 -138.4

n-pentano 72 36.1 -130.2

n-hexano 86 69 -95

n-heptano 100 98.4 -90.6

n-octano 114 125.7 -56.8

n-nonano 128 150.8 -51.1

n-decano 142 174.1 -29.7

Masas molares, temperaturas de ebullición y fusión para hidrocarburos lineales.

Ejercicio1: ¿Cual de las sustancias siguientes tendrá mayor punto de ebullición?

n-Decano, Metano, n-Pentano?

R∕ n-Decano

Ejercicio2: ¿Cual de las sustancias siguientes es más probable que exista como gas a temperatura ambiente y presión atmosférica normal?

P4 O10, Cl2, AgCl o I2

Solucion:

Cuanto más débil es la fuerza intermolecular, más probable será que la sustancia exista como gas a una temperatura y presión normal, por tanto el Cl2 es el que tiene el peso molecular más bajo y además es una molécula no polar. Los demás son sólidos, el AgCl tiene enlace más fuerte por ser iónico.

Puente de hidrógeno

Es un tipo especial de interacción dipolo – dipolo entre el átomo de hidrogeno con los elementos más electronegativos (F, O, N).

Esta interacción se puede dar entre la misma molécula, generando el Puente de Hidrógeno Intramolecular y cuando la interacción se realiza entre diferentes moléculas, se llama Puente de Hidrógeno Intermolecular.

Ejemplos: HF, NH3 y H2O

Sustancia p.eb (°C) µ (D)

H2O 100.0 1.87

NH3 -33.0 1.46

HF 19.9 1.92

Temperaturas de ebullición para HF, NH3 y H2O.

Podemos ver que, mientras el HF tiene sólo un átomo de hidrógeno para establecer puentes, el amoniaco, aunque tiene tres, sólo tiene un par de electrones no compartidos sobre el nitrógeno. El agua, en cambio, tiene dos átomos de hidrógeno unidos al átomo de oxígeno, que a su vez tiene dos pares de electrones no compartidos. Esto permite que cada molécula de agua pueda participar simultáneamente en cuatro enlaces de puente de hidrógeno.

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Puentes de Hidrógeno del HF, NH3 y H2O

Ejemplo: El metanol (CH3-O-H)

Como se puede ver en, un átomo de hidrógeno enlazado a una molécula de metanol, puede interactuar fuertemente con uno de los pares de electrones no compartidos en el átomo de oxígeno de una molécula vecina, formando un “puente de hidrógeno”, líneas punteadas, entre dos moléculas de metanol.

Puentes de hidrógeno entre moléculas de metanol.

Enlace de hidrógeno dentro de la misma molécula se denomina enlace de hidrógeno intramolecular. Como se puede observar en la molécula del acido salicílico, un enlace de hidrógeno intramolecular representado por la línea punteada, une el grupo ─OH a través del hidrógeno con el oxígeno del doble enlace del grupo ─COOH en la misma molécula.

Esta interacción es mucho más fuerte que una interacción dipolo-dipolo en la que no exista puente de hidrógeno . Esto se manifiesta en las elevadas temperaturas de ebullición de los líquidos cuyas moléculas forman puentes de hidrógeno entre sí.

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Interpretar las propiedades físicas de los compuestos covalentes en función de las Fuerzas intermoleculares.

TipoEnlace

PartículasEstructurales

FuerzasIntermoleculares

Propiedades Ejemplos

Iónico cationes y aniones

Atracciones

electrostáticas

1. La mayoría son duros.2. Puntos de fusión altos.3. Conducen la corriente eléctrica en

disolución acuosa o fundidos.4. Muchos son solubles en disolventes

polares como el agua.

NaCl,

MgO,

NaNO3.

Covalente no polar, covalente

polar

moléculas no polares

Fuerzas de Dispersión o

London

1. La mayoría son blandos2. Puntos de fusión bajos o moderados3. Subliman (sólido a gas) en algunos

casos.4. Soluble en algunos disolventes no

polares.5. No conducen la corriente eléctrica.

CO2, CCl4, CH4, I2.

CovalentePolar Moléculas

polaresAtracciones

dipolo-dipolo

1. Puntos de fusión bajos a moderados2. Solubles en algunos disolventes

polares

CH3OCH3

CHCl3, HCl.

Enlace de hidrógeno

Moléculas con H unido a N, O, F

Puente de hidrógeno

1. Puntos de fusión bajos a moderados.2. Solubles en algunos disolventes por

enlace de hidrogeno y por algunos disolventes polares.

H2O, HF, NH3.

Orden de creciente de las fuerzas de interacción:

Puentes de hidrógeno > ión – dipolo > dipolo – dipolo > fuerzas de London

EJERCICIOS

En la siguiente pareja de sustancias, elige la que tenga mayor punto de ebullición y explique.

I. Etanol y Propano

Solución:

1. Si comparamos las masas moleculares el etanol 46 g, el propano 44 g2. El enlace C─H tiene poca diferencia en electronegatividad, se pude considerar como no polar en el propano.3. En el etanol, CH3-CH2-OH existe un enlace O-H, que es muy polar, de manera que ese átomo de hidrógeno puede

formar puentes con otros átomos de oxígeno en moléculas vecinas.

Por lo tanto tendrá mayor punto de ebullición el etanol.

II. Analice el tipo de fuerza intermolecular en cada uno de estos ejemplos y ordénelos de menor a mayor fuerza de interacción:

a) Metano líquido CH4

b) Mezcla de agua y metanol (H2O y CH3OH)c) Solución de bromo

Solución

a) El metano, CH4, es una molécula con enlaces covalentes simple, tetraédrica y no polar. La única manera en que las moléculas de metano interaccionen entre si es mediante fuerzas dipolo inducido- dipolo inducido. µ = 0

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H

HHC

H

b) Tanto el agua como el metanol son moléculas con enlace covalente, ambas son polares y tienen un enlace O─H., por tanto interaccionan a través de la fuerza especial dipolo-dipolo llamada puente de hidrógeno.

c) El bromo (Br2), es una molécula no polar, de modo que solo puede interaccionar Con otra molécula mediante fuerzas de dipolo inducido. El agua es una molécula polar, por lo tanto, están presentes las

fuerzas dipolo inducido/ dipolo.

Orden de las fuerzas de interacción: CH4, líquido < Br2 / H2O < CH3OH / H2O

Enlace Metálico:

Este enlace se forma entre átomos metálicos, en los que los iones metálicos positivos están dispuestos en una formación tridimensional regular y donde los electrones de valencia pueden moverse con libertad, lo cual explica la conductividad térmica y eléctrica. El empaquetamiento de los átomos, explica el que puedan deslizarse los átomos, unos de otros, y puedan así, convertirse en laminas o hilos muy delgados.

El enlace metálico es considerado como un mar de electrones.

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