Tema: Fuerzas Intramoleculares e intermoleculares. Autor: Brandon Aguilar Prendas. Lugar de realización: San José, Costa Rica. Fecha de realización: 29 de Septiembre del 2016. Correo Electrónico: brandon19481@outlook.com RECORDAR: Electronegatividad: Metales: Menos electronegativos (es decir, son electropositivos). No metales: Más electronegativos. Metales tienen a donar electrones (e-) Por lo que se convierten en cationes. No metales tienen a ganar electrones (e-) Por lo que se convierten en aniones. PUNTOS DE LEWIS Nos informa la cantidad de e- de valencia (máximo 8), los cuales se encuentran en el último nivel de energía (más al exterior de la nube electrónica). Regla del octeto: Para que un átomo sea estable, debe de tener 8 electrones de valencia. Esto explica la formación de iones: Anión Catión FUERZAS INTRAMOLECULARES: ENLACES QUÍMICOS Iónico Metal + No metal Es sólido y tiene alto punto de ebullición. El más electronegativo (que jala los e-) que es el no metal, ROBA e- al más electropositivo que es el metal. Diferencia de Se unen por fuerza electronegatividad superior a 1,7 electrostática Covalente Es líquido o gas y el punto de ebullición varía. No metal + No metal Para lograr una estabilidad, dos elementos con igual electronegatividad o con poca diferencia de electronegatividad comparten sus e(enlazan sus nubes electrónicas). Ninguno roba e-. Son enlaces reales, por lo que son muy difíciles de romper, y al formar enlaces reales, se consideran moléculas. Enlace metálico Fe+Fe Sólido excepto el mercurio que es Metal + Metal líquido y el punto de ebullición es alto. Cuando dos metales se unen, su nube electrónica forma una red de electrones (es un mar de electrones). Hay gran movilidad de e- lo que permite el paso de calor y electricidad. Son buenos conductores. Las moléculas polares sólo disuelven polares y las apolares sólo disuelven los apolares. Por esto, quitar aceite sólo con agua es difícil, pero con jabón que es apolar, es más fácil. ENLACE COVALENTES Polaridad Parcialmente positivo Diferencia de electronegatividad debe de ser menos de 0,4 El aceite no es polar apolares Parcialmente negativo Se forman polos uno positivo y el otro negativo que es donde más hay electrones. Esto ocurre porque Cl es más electronegativo, entonces atrae todos los e- y por eso, de este lado queda más negativo y más grande. Diferencia de electronegatividad debe de ser mayor de 0,4 pero menor de 1,7 El agua es polar Simétrico Momento dipolar Momento dipolar (Cada flecha. La que va de H a O). Se "mueve" en una dirección (al sumar los dos momentos dipolares que se forman, ninguno se contradice en dirección), por lo que globalmente, la molécula es polar ya que tiene dos polos (es dipolar) Existen momentos dipolares entre O y C, pero sólo parcialmente. Como van en direcciones esta se cancela y la molécula no es polar (dipolos) se cancelan. La molécula es apolar o no polar. Hibridación de orbitales TIPOS DE ENLACE COVALENTES Más largo, menos fuerte Menos largo, un poco más fuerte El más corto, el más fuerte ENLACE DATIVO O COORDINADO Ocurre cuando un par de electrones compartidos pertenece sólo a uno de los átomos. Ejemplo: En el siguiente compuesto, S dona sus electrones para formar un enlace con O, de esta manera pueden ser estables y 0 puede tener 8 e- y ser estable (al cumplir la regla del octeto). ESTRUCTURAS RESONANTES Ocurre cuando una especie se puede representar a través de varias formas. Ejemplo: En este caso, el doble enlace puede estar a la derecha o izquierda. CONVERTIR FÓRMULA MOLECULAR A ESTRUCTURAL Elementos Cantidad E- de valencia Cantidad de e- que tengo H 2 x 1 = 2 e- Molécula H20 (Agua) O 1 x 6 No enlazante = Total: 2 x 2 6 e- 12 - 8 = 4 / 2 = 2 8 ee- que tenía Enlazante (porque forman un enlace) H + e- que debería tener Operación: ePares e- que tengo enlazantes enlazantes Cantidad e- que debería tener para estabilidad = 8 - e- no e- que Pares no gasté enlazantes enlazantes 4 = 4 / 2 = 2 4 ee- no enlazantes H20 O 1 x 8 = + Total: 8 e12 e- e- enlazantes EJEMPLOS: Tengo Debería tener P 1X5 = 5 P 1X8 = 8 Cl 3X7 = 21 Total: 26 e- Cl 3X8 = 24 Total: 32 e- PCl3 HCN H 1X1 = 1 H 1X2 = 2 C 1X4 = 4 C 1X8 = 8 N 1X5 = 5 Total: 10 e- N 1X8 = 8 Total: 18 e- 32-26= 6 e- enlazantes / 2 = 3 pares e. 26-6= 20 e- no enlazantes / 2= 10 pne. 18-10= 8 e- enlazantes / 2 = 4 pares e. 10-8= 2 e- no enlazantes / 2= 1 pne. Tengo EXCEPCIONES: Debería tener S 1X6 = 6 S 1X8 = 8 F 6X7 = 42 Total: 48 e- F 6X8 = 48 Total: 56 e- 56-48= 8 e- enlazantes / 2 = 4 pares e. 48-8= 40 e- no enlazantes / 2= 20 pne. SF6 Claramente no nos funcionó el método matemático porque en vez de 4 pares enlazantes, necesitamos 6. Sin embargo, su puede experimentar otra forma de hacerlo, siempre y cuando cumpla la regla del octeto. EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO EN ENLACES COVALENTES: Compuesto deficiente de electrones Ej: Monóxido de Carbono. Al N le falta un e- para ser estable, y de cualquier forma que se acomode, no se puede hacer que todos cumplan la regla del octeto debido a que faltan e- Octetos Expandidos Excepción del Hidrógeno Ej: Hexafluoruro de Azufre. El hidrógeno es estable con 2 electrones en su capa de valencia. La única forma de que S pueda formar 6 enlaces es que este tenga 12 e- (y no 8 e- que es lo que normalmente debería para ser estable). Nota: En cuanto a los enlaces múltiples, el hidrógeno y los halógenos no suelen formar este tipo de enlace. Los elementos C,O,N y S suelen formarlos. PUNTOS DE EBULLICIÓN: Iónico Covalente Evaporar el agua es fácil y se requiere poca energía (esto porque realmente no rompes el agua, sólo interacciones de H2O con otros H2O) Se necesita mucha energía calórica para romper el enlace entre Na+ y Cl- Energía calórica. 1465 °C Enlace metálico E = +1000 °C E = 100 °C E = +1000 °C Los compuestos con fuerzas de atracción muy débiles tienen puntos de fusión muy bajos, y las fuerzas fuertes tienen puntos de fusión altos. FUERZAS INTERMOLECULARES: Son más débiles que las intramoleculares ya que no son enlaces reales ni están medidas por las fuerzas nucleares fuertes que son las que se encuentran en las intermoleculares. Aquí la fuerza presente es la electrostática. Fuerzas dipolares (dipolo-dipolo) Interacción electrostática entre moléculas polares (recordar que la polaridad se da por la diferencia de electronegatividad que jala e- hacia un lado). Se atraen como un imán. + atrae a - Cuando la diferencia de electronegatividad es muy alta, como ocurre específicamente con H (poca electronegatividad) y con elementos muy electronegativos, que son específicamente: N, O y F. Se forma una fuerza dipolar especial llamada: Puentes de Hidrógeno. Fuerzas dipolo inducido, Van Der Waals o fuerzas de dispersión de London. Interacción electrostática repentina y por poco tiempo entre moléculas apolares. Son apolares y no se atraen, pero por alguna fuerza externa (por ejemplo, un ión o un imán), entonces todos los e- que son negativos se van para un lado y lo dejan cargado negativamente y el otro lado lo deja positivamente, formando dos polos. LOS PUENTES DE HIDRÓGENO EN EL AGUA Esto puede formar toda una estructura tridimensional donde H20 atrae otros H2O y están muy unidas, por lo que el punto de ebullición sube (al estar más unidos, cuesta separarlas y evaporar el agua). Si una molécula no presenta puentes de hidrógeno, será más fácil separarla de otras similares (es decir, tiene un punto de ebullición más bajo). OTRAS INTERACCIONES: Interacciones electrostáticas o puentes salinos Una molécula positiva atrae a una negativa Enlaces disulfuro Una molécula con un S se una a otra con un S para formar un enlace real y muy fuerte. Fuerzas Iónicas. Pág: 192 PRÁCTICA: 1. De acuerdo a la tabla periódica, determine si los siguientes elementos son metales, no metales o metaloides: Fe:________________ As:________________ Na:_______________ Cl:________________ H:________________ O:________________ Ne:________________ Hg:________________ 2. Dibuje los puntos de Lewis de los siguientes elementos: Na: Ne: Cl: 3. En los compuestos siguientes, determine qué tipo de enlace es, y si es covalente, especifique si es polar o no: 4. A partir de la siguiente fórmula molecular, dibuje la fórmula estructural: PCl3 HCN 5. De una manera global, determine si el siguiente compuesto es polar o apolar: ______________________________ ______________________________ 6. En el espacio correspondiente, determine qué tipo de fuerzas intermoleculares son las siguientes: ______________________________ _____________________________ ______________________________ BIBLIOGRAFÍA: Valverde, Marjorie. (2014). Química 10°. Un enfoque práctico. San José, Costa Rica: Didáctica. Timberlake, Karen. (2011). Química. Una introducción a la química general, orgánica y biológica. Madrid, España: Pearson. Stryer, Lubert; Berg, Jeremy & Tymoczko, John L. (2007). Bioquímica, Sexta Edición. Nueva York, Estados Unidos: Editorial Reverté.
