atomos configuracion y enlaces quimicos

Dr-Ing. José L. Piñeiros M.1

Química General

Quito – Enero aJunio 2015

Dr-Ing. José L. Piñeiros M.2

CONTENIDO TEMATICO

1. ATOMO Y SU CONFIGURACION2. ENLACES QUIMICOS

2.1. ENLACES IONICOS2.2. ENLACES COVALENTES2.3. HIBRIDACION2.4. ENLACES METALICO2.5. FUERZAS INTERMOLECULARES

Dr-Ing. José L. Piñeiros M.3

1. ATOMO Y SU CONFIGURACION

Número atómico

GENERALIDADES DEL ATOMO

z

ISÓTOPOS

Elemento Isotopo Protones Neutrones Símbolo

Oxigeno Oxígeno 16 8 8 O16

Oxígeno 17 8 9 O17

Oxígeno 18 8 10 O18

Flúor Flúor 17 9 8 F17

Flúor 18 9 9 F18

Flúor 19 9 10 F19

MASA ATOMICA Y MOLECULAR La masa atómica de un átomo se calcula hallando la

masa media ponderada de la masa de todos los isótopos del mismo.

La masa molecular (M) se obtiene sumando la masas atómicas de todos los átomos que componen la molécula.

Electrones en niveles de energía

El número máximo de electrones en un nivel de energía es 2n2

Nivel 2n2 Número máximo de electrones

1 2(1)2 2 2 2(2)2 8 3 2(3)2 18 4 2(4)2 32

Nivel Max de e- subnivel Max de e-

1 2 s 2

2 8s 2p 6

3 18s 2p 6d 10

4 32

s 2p 6d 10f 14

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Orden de llenado de las subcapas electrónicas

EJEMPLO: Sodio

CONFIGURACION ELECTRONICA – ESTRUCTURA DE LEWIS

10

11

1. Clasificación y ubicación de los elementos2. Períodos (1 al 7) y grupos (I al VIII A y B)3. Distribución de le elementos en la tabla periódica.

Dr-Ing. José L. Piñeiros M.14

2. ENLACES QUIMICOS

¿Por qué se forman compuestos?

Los elementos forman compuestos por que de esa forma ganan estabilidad liberan energía

Un compuesto iónico

El grafito es una forma elemental en la que se forman enlaces covalentes

Mediante un enlace covalente se pueden formar compuestos moleculares muy complejos.

¿Qué es un enlace químico?

Esta fuerza da origen a una especie de ligamento entre los átomos u otras especies químicas, confiriendo estabilidad a los conjuntos formados.

Esta fuerza es lo que se conoce como enlace químico.

Un enlace químico resultará de la redistribución de los electrones de los átomos y partículas participantes, y ésta es la causa de que la energía total del sistema llegue a un mínimo de energía, es decir a su estado más estable.

Electronegatividad y enlaceLa mayor o menor diferencia entre las electronegatividades de los átomos que

forman un compuesto determinan el tipo de enlace. Generalmente:Si EN >=1,7 es iónico; EN <=1,7 es covalente

H2,1                                  

Li1,0

Be1,5                     B

2,0C2,5

N3,0

O3,5

F4,0  

Na0,9

Mg1,2                     Al

1,5Si1,8

P2,1

S2,5

Cl3,0  

K0,8

Ca1,0

Sc1,3

Ti1,5

V1,6

Cr1,6

Mn1,5

Fe1,8

Co1,8

Ni1,8

Cu1,9

Zn1,6

Ga1,6

Ge1,8

As2,0

Se2,4

Br2,8  

Rb0,8

Sr1,0                     In

1,7Sn1,8

Sb1,9

Te2,1

I2,5  

Cs0,7

Ba0,9                                

Electronegatividad y enlace

Tipos de enlace

• Interatómicos– Iónico– Covalente– Metálico

• Intermoleculares– Fuerzas de London– Interacciones dipolo-dipolo– Enlaces puente de hidrógeno

MetanoCH4(g)

AguaH2O(l)

Tipos de enlaces interatómicos

Dr-Ing. José L. Piñeiros M.22

2.1. ENLACES IONICOS

Dr-Ing. José L. Piñeiros M.

ENLACE IONICO

23

Metal (electropositivo) + No-metal (electronegativo)

Catión Anión Na+ Cl-

Enlace iónicoNaCl

IONES MONOATOMICOS

CATIONES

Li+ ion litioCa2+ ion calcioNa+ ion sódioFe2+ hierro (II) o ferrosoFe3+ hierro (III) o férrico

ANIONES

F− ion fluoruroCl− ion cloruroBr− ion bromuroI− ion ioduroS2− ion sulfuro

IONES POLIATOMICOS

25

NOMBRES - FORMULAS DE COMPUESTOS IÓNICOS Y SALES

catión anión

NaNO3 Nitrato de sodio FeCl2 Cloruro de hierro (II) o cloruro ferroso K2MnO4 Manganato (VI) de potasio o manganato de potasio Na2CO3 Carbonato de sodio

NUMERO DE OXIDACIONAnotar los números de oxidación mas conocidos de los elementosdel compuestos.

Multiplicar el número de oxidaciónde cada elemento por el subíndice apropiado. Escribir la ecuación.

+2 +X -8 =0 X = +8-2

X = 6 N.O = 6

Elemento Nº oxidación

Sodio +1Azufre Desconocidooxígeno -2

Na2SO4

H2O + HMnO4 + HClO2 MnO2 + HClO4 + H2O

+1 -2 +7 -2+3 +4 -2 +7 -2 -2 +1-24 4

32 43

+1 +1+1

Enlace Iónico

¿Cómo se forma el enlace iónico?

Na

1s2 2s2 2p6 3s1

+ Cl

Ne 3s2 3p 5

EN = 0,9 EN = 3 ,0

El cloro ganaelectrones

con facilidad!El sodio p ierde electronesfácilm ente!

Na Cl

1s2 2s2 2p 6

Ne 3s2 3p6

am bos com pletan el octeto!

atracción electrostática entre cargas opuestas!

Teoría de Lewis• Los electrones de valencia son los que

intervienen en la formación de enlaces.

• Los electrones buscan aparearse para ganar estabilidad (regla del dueto).

• Los electrones con transferidos o compartidos hasta que el átomo obtenga la configuración de gas noble (regla del octeto).

• En la representación de Lewis, el símbolo representa al núcleo y a los electrones del kernel, y los puntos a los electrones de valencia,

Estructuras de Lewis de compuestos iónicos

BaO

MgCl2

Ba •• O•

•••

••

••O••

••

••Ba2+

2-

Mg ••

Cl•••

••••

Cl•••

••

••

••Cl••

••

••Mg

2+-

2

Primero se escribe el catión y luego el anión. El anión se representa entre corchetes, con los electrones que conducen al octeto y la carga correspondiente fuera de los corchetes. Los cationes poliatómicos se representan entre corchetes.

Los compuestos iónicos

Un ion no solo atrae un contraion sino varios otros más, de acuerdo a su tamaño y carga, por lo que cada ion

estará siempre rodeado de un número determinado de iones de signo contrario, y un compuesto iónico será

por lo tanto una estructura tridimensional, llamada RED CRISTALINA

+

RED CRISTALINA

Los compuestos iónicos

a

aa

a120o

c

a a

c

b

Los diversos compuestos tienen varias formas de cristalizar.

Propiedades de los compuestos iónicos

A temperatura ambiente, son sólidos con puntos de fusión altos, debido a la fuerzas electrostáticas de atracción entre los iones.

Altos puntos de fusión y ebullición. Muchos son solubles en solventes polares como el agua.

La mayoría es insoluble en solventes no polares como el hexano o la gasolina.

Son conductores de la electricidad en estado fundido (líquido) o en solución acuosa.

No forman moléculas sino “pares iónicos”, por lo que se prefiere hablar de unidades fórmula o fórmulas mínimas, cuando de

compuestos iónicos se trata.

Dr-Ing. José L. Piñeiros M.35

2.2. ENLACES COVALENTES

ENLACE COVALENTE

36

No-metal (electronegativo) + No-metal (electronegativo)

En los dos elementos se tienden compartir dos o mas pares de electrones

H· · ClH - Cl

POLARLos átomos no comparten equitativamente los electrones: HCl, H2O,Cl2O

NO POLARLos átomos comparten

equitativamente los electrones: H2,O2,N2

Regla del octetoLos átomos se unen compartiendo electrones hasta conseguir completar la última capa con 8 e- (4 pares de e-) es decir conseguir la configuración de gas noble: s2p6 En el enlace sólo participan los electrones de valencia (los que se encuentran alojados en la última capa).

Estado basal de los átomos

Electronegatividad y enlaceLa mayor o menor diferencia entre las electronegatividades

de los átomos que forman un compuesto determinan el tipo de enlace. Generalmente:

Si EN >=1,9 es iónico; EN <=1,9 es covalente

H2,1                                  

Li1,0

Be1,5                     B

2,0C

2,5N

3,0O

3,5F

4,0  

Na0,9

Mg1,2                     Al

1,5Si1,8

P2,1

S2,5

Cl3,0  

K0,8

Ca1,0

Sc1,3

Ti1,5

V1,6

Cr1,6

Mn1,5

Fe1,8

Co1,8

Ni1,8

Cu1,9

Zn1,6

Ga1,6

Ge1,8

As2,0

Se2,4

Br2,8  

Rb0,8

Sr1,0                     In

1,7Sn1,8

Sb1,9

Te2,1

I2,5  

Cs0,7

Ba0,9                                

Porcentaje de carácter iónico del enlace

El enlace covalente

Electrones 1s Par electrónico compartido

Una molécula de hidrógenoDos átomos de hidrógeno

Par enlazante

Pueden ser uno o más pares de electrones los compartidos entre los átomos que forman el enlace, originando de esta manera una nueva especie química: una molécula. Generalmente tienden a enlazarse covalentemente los átomos de elementos no metálicos, que tienen potenciales de ionización relativamente altos, y entre los cuales generalmente se obtienen diferencias de electronegatividades menores a 1,9.

Formación del H2

Al formarse la molécula los orbitales atómicos se traslapan (se superponen, se solapan, se

funden) formando un nuevo tipo de orbital: un orbital molecular (un enlace covalente)

Moléculas sencillas

O

H

H

par no com partido

par com partidoAG UA, H 2O

O HH

O H

H

Moléculas sencillas

HH

HNHN

H

Hpar no com partido

par com partido

HH

HN

AM ONIACO, NH 3

Clasificación de los enlaces covalentes

Tipos de enlace covalentes

• Normales:Si los electrones compartidos provienen uno de cada uno de los átomos enlazados.

• Coordinados:Si el par de electrones compartidos proviene de uno solo de los átomos enlazados.

(a) Por el origen de los electrones compartidos

Tipos de enlace

covalentes:Por el origen de los electrones compartidos

B r B r B r B r

B r B r

Form ación del Br2

Enlace covalente normal

Form ación del NH 4+ (ion amonio)

HH

HN H +

no tiene electrones!!su orb ital 1s está vacío !!

HH

HN H

+

HH

HN HEnlace covalente coordinado

Los enlaces covalentes normales y coordinados formados en el NH4

+ son indistinguibles entre sí!

Enlaces covalentes normales y coordinados

Enlace covalente normal simple

Enlace covalente coordinado simple

Orbitales semillenos Pares de e- compartidos

Orbital lleno Orbital vacante Pares de e- compartidos

Tipos de enlace covalentes:

Enlaces formados por átomos iguales: nubes simétricas

Enlaces covalentes no polares

Enlaces covalentes polares

Enlaces formados por átomos diferentes: nubes asimétricas por la diferencia de electronegatividad o tamaño (se origina un dipolo o separación de cargas parciales)

d+ d-

(b) Por el grado de compartición de los electrones

Tipos de Enlace según la diferencia de Electronegatividad

ΔEN = ENA - ENB

Si ΔEN ≥ 1,9 Si ΔEN < 1,9

Enlace Iónico Enlace Covalente

No polar o apolar Polar

Si, ΔEN = 0, 0(átomos iguales)

Si, 0 <ΔEN < 1,9(elementos diferentes)

La mayor o menor diferencia entre las electronegatividades de los átomos que forman un compuesto determinan el tipo de enlace.

Enlace no polar

Enlace polar

Momento Dipolar ()

HCl

d- d+

= q . rq : carga del e- = 1,602·10-19 C r : distancia entre cargas 1 Debye (D) = 3,33·10-30 C.m

Sustancia ΔEN (D) Te (oC)

HF 1,9 1,91 19,9HCl 0, 9 1,03 -85,03HBr 0,7 0,79 -66,72HI 0,4 0,38 -35,35

H-H 0,0 0,0 -253

El momento dipolar es una magnitud vectorial que mide la intensidad del dipolo

formado, es decir es una medida del polaridad del enlace.

Tipos de enlace covalentes:

enlaces sencillos (1 par compartido)enlaces dobles (2 pares compartidos)enlaces triples (3 pares compartidos)H H O O N N

octetos

Para cumplir la regla del octeto los átomos también pueden compartir más de un par de electrones y formar enlaces múltiples

(c) Por la Multiplicidad del enlace covalente

Tipos de enlace covalentes:

El enlace se forma cuando solapan los orbitales atómicos.Los dos e- se comparten en el nuevo orbital formado.Enlace Sigma, :La densidad electrónica se concentra en el eje que une los átomos. Consta de un solo lóbulo. Todos los enlaces sencillos son sigma.

(d) Por la forma de los enlaces (orbitales moleculares)

Region solapada

Tipos de enlace covalentes:

Enlace pi, :La densidad electrónica se encuentra por encima y por debajo del eje que

une los átomos. Consta de dos lóbulos.- Un enlace doble consiste en un enlace y un .- Un enlace triple consiste en un enlace y dos .

Para un mismo par de átomos: longitud E-E > longitud E=E > longitud E ≡ E

Enlace longitud de enlace (Å) energía de enlace (kcal/mol) C – C 1,53 88C = C 1,34 119C ≡ C 1,22 200

+

(d) Por la Forma de los enlaces (orbitales moleculares)

Orbitales sigma y pi

Región de traslape

Enlace

s-p

Enlace

p-p

H Cl• •• •

• ••• Cl•

• •

• ••• Cl•

• •

• •••

Enlace simple

Enlace doble

Enlace triple

Orbitales sigma

Orbitales unidos

Orbitales pi

Enlaces múltiples

N N•• •

•

Nitrógeno, N2

Estructuras de Lewis en compuestos covalentes

Son una representación gráfica para comprender donde están los electrones en un átomo o molécula, colocando los electrones de valencia como puntos alrededor de los símbolos de los elementos.

La idea de enlace covalente fue sugerida en 1916 por G. N. Lewis:

Los átomos pueden adquirir estructura de gas noble compartiendo electrones para formar un enlace de

pares de electrones.G. N. Lewis

Reglas

Se considerará como átomo central de la molécula:. El que esté presente unitariamente . De haber más de un átomo unitario, será al que le falten más electrones.. De haber igualdad en el número de e-, será el menos electronegativo.

Ejemplos de Estructuras de Lewis

Adicionalmente...

Reglas para hallar el número de enlaces1- Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la fórmula molecular propuesta. Para un anión poli atómico se le añade un e- más por cada carga negativa y para un catión se restan tantos electrones como

cargas positivas. A este valor se le denomina a2- Se determina el número total de electrones necesarios para que todos los átomos de la especie puedan adquirir la configuración de gas noble, multiplicando el número de átomos diferentes del hidrógeno por 8 y el

número de átomos de hidrógeno por 2. A esta cantidad se le denomina b.

Número de enlaces = b - a

2

EjemplosEjemplo 2: SiO4

-4

Si: 4e- valO: 6e-x 4 = 24 e- val+ 4 cargas neg.

a =32

2)

1)

3) e- de val libres= 32- 8= 24

4)

Si

O

O

OO

4-

Si

O

O

OO

4-

b = 8x5= 40#enlaces= (40 -32)/ 2 = 4

2)

Ejemplo 1: H2COC: 4e-H: 1e- x 2= 2e-O: 6e-

a =121)

H

H

C O

3) e- de v. libres: 12-6= 6

H

H

C O4)H

H

C O

b = 8x2 + 2x1 = 18#enlaces= (18 -12) / 2 = 3

Propiedades de los compuestos covalentes

Son gases, líquidos o sólidos con bajos puntos de fusión.Algunos sólidos covalentes presentan altos puntos de fusión

y ebullición. Muchos no se disuelven en líquidos polares como el agua.Mayormente se disuelven en líquidos no polares como el

hexano o la gasolina.En estado líquido o fundido, no conducen la corriente

eléctrica.Cuando forman soluciones acuosas, éstas son malas

conductoras de la electricidad.

Comparación de propiedadesCompuestos iónicos y covalentes

ResonanciaEn ciertas ocasiones la estructura de Lewis no describe correctamente las propiedades de la molécula que representa.

Ejemplo: Experimentalmente el ozono tiene dos enlaces idénticos mientras que en la estructura de Lewis aparecen uno doble (+ corto) y uno sencillo (+ largo).

OO

O

ResonanciaExplicación: Suponer que los enlaces son promedios de dos posibles situaciones

OO

OO

OO

- No son diferentes tipos de moléculas, solo hay una molécula: la real, que no es una ni la otra.- Las estructuras son equivalentes.- Sólo difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos.

A estas estructuras se les llama formas resonantes

Excepciones a la regla del octeto• No todas las especies químicas cumplen la regla del

octeto.• Hay tres clases de excepciones a la regla del octeto

a) Moléculas con # de e- impar.

N O Otros ejemplos: ClO2, NO2

b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octeto.

BF3 (3+7x3= 24 e- de valencia).BF

FFEjemplos: Compuestos de Be, B, Al.

Excepciones a la regla del octetoc) Moléculas en las cuales un átomo tiene

más de un octeto.La clase más amplia de moléculas que violan la regla consiste en especies en las que el átomo central está rodeado por mas de 4 pares de e-, tienen octetos expandidos.

PCl5

# de e- de val 5+7x5= 40 e-

P

Cl

Cl

ClCl

Cl

Otros ejemplos: ClF3, SF4, XeF2

Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d), donde se alojan los pares de e- extras.

Problemas de aplicación1. En un enlace covalente:•Los átomos formando el enlace están en la forma de iones.•Hay transferencia total de electrones de un átomo a otro.•Los electrones son compartidos en forma relativamente igual por los dos átomos.•El pasaje de la corriente eléctrica es muy fácil•Es la gran diferencia en electronegatividad lo que mantiene el enlace.

2. Qué compuesto de los que se indican a continuación, tendrán todos sus enlaces esencialmente covalentes?

a) NaOH b) ZnCl2 c) CH3CO2Na d) CaCO3

e) CH3CH2OH

3. De los siguientes compuestos diga cuantos enlaces iónicos y cuantos enlaces covalentes tiene.

Enlaces iónico Enlaces covalente•Na2O2

•H2O2

•CO2

•N2O3

•Cl2O5

•Mn2O3

•H2S•N2O3

En la siguiente estructura determine usted cuantos enlaces iónicos hay y cuantos enlaces covalentes hay en la estructura siguiente:

CONCLUSIONES Y/O ACTIVIDADES DE INVESTIGACIÓN SUGERIDAS

Investigar lo siguiente:1. Los enlaces en su importancia en la existencia

de la vida, fundamente con ejemplos.2. En que tipo de materiales se identifican los

enlaces iónicos.3. Construya una tabla en donde describa las

principales propiedades de los compuestos iónicos, y sus aplicaciones.

Dr-Ing. José L. Piñeiros M.76

2.3. HIBRIDACION

Hibridación• Por ejemplo, el carbono, con sus 4 e- de valencia y su notación de

Lewis, es decir solo 2 electrones desapareados, no explicaría la formación de 4 enlaces simples iguales en el metano, CH4.

• La hibridación es la suma de orbitales para dar un nuevo conjunto de orbitales, en igual número, y de igual energía

Para explicar esta posibilidad es necesario recurrir a una nueva teoría: la hibridación de orbitales.

C••

••

La formación del metano, CH4

Hibridación sp3

CH4

Hibridación

Híbridos sp3

El metano, CH4

Hibridación sp2

Hibridación

Híbridos sp2

Hibridación sp

Hibridación

Híbridos sp

Enlaces múltiplesEl Etileno tiene un doble enlace en su estructura de Lewis.

C = CH

H

H

HMolécula plana

El eteno o etileno, C2H4

Enlaces múltiples

• El Acetileno, C2H2, tiene un triple enlace.• La molécula es lineal, H – C C – H

El etino o acetileno, C2H2

Geometría molecularEs importante saber predecir la geometría o forma molecular, puesto que de ella derivaremos muchas propiedades.a) Se dibuja la estructura de Lewis.b) Se cuenta el número de pares de e- de enlace y los no enlazantes alrededor del átomo central y de acuerdo a ello se atribuye un tipo de hibridaciónc)La geometría molecular final vendrá determinada en función de los átomos o grupos atómicos unidos al átomo central.

Estructura de Lewis

Requiere sp3Geometría de los

pares de e- (tetraedral)

Geometría molecular (pirámide trigonal)

Geometría molecular

# de pares de e- del átomo central

Geometría de los pares de

e-

# de pares de e-

enlazantes

# de pares de e- no

enlazantes

Geometría molecular Ejemplos

lineal

Trigonal plano

Angular

Geometría molecular# de pares de e- del átomo central

Geometría de los pares de

e-

# de pares de e-

enlazantes

# de pares de e- no

enlazantes

Geometría molecular Ejemplos

Angular

Piramidal-Trigonal

TetraedralTetraedral

Hibridación y Geometría molecular: Resumen

HibridaciónNúmero de

enlaces sigma

Númerode pares solitarios

Total GeometríaAngulo

de enlace (aprox)

Ejemplo

sp 2 0 2 Lineal 180 BeH2

sp223

10

33

AngularPlanaTrigonal 120

SO2

SO3

sp3

23

4

21

0

44

4

AngularPiramidal-

trigonalTetraédrica

109,5 ªH2ONH3

CH4

Polaridad molecularLas propiedades de las sustancias dependen en gran medida de su polaridad, es decir la distribución de la densidad electrónica.Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas:

1- La polaridad de los enlaces de la molécula.2- La geometría molecular

CO2

Cada dipolo C-O se anula porque la molécula es lineal

Los dipolos H-O no se anulan porque la molécula no es lineal, sino angular.

H2O

Polaridad molecular

Si los pares de e- de enlace están distribuidos simétricamente alrededor del átomo central, la molécula es

no polar.

Si hay pares no enlazantes la molécula es polar.

Polar

Moléculas polares

Dr-Ing. José L. Piñeiros M.97

2.4. ENLACES METALICO

ENLACE METALICO

98

Metal (electropositivo) + Metal (electropositivo)

Todos los átomos tienden a ceder electrones

Na· Na· Na· Na·

Enlace metálico(núcleo positivo)

Na+Na+

Na+Na+

Enlace Metálico La “Teoría del Mar de Electrones”: afirma que siendo los electrones de valencia de un metal muy débilmente atraídos por el núcleo, estos electrones se desprenderían del átomo, creando una estructura basada en cationes metálicos inmersos en una gran cantidad de electrones libres (un mar de electrones) que tienen la posibilidad de moverse libremente por toda la estructura del sólido.

Metal Punto de fusión (°C)

Na 97,8

Fe 1536

W 3407

Enlace metálico (Mg)

Propiedades que genera el enlace metálico

• Los metales son buenos conductores del calor y la electricidad.

• Sin dúctiles, maleables, tenaces• Son relativamente blandos (se rayan

fácilmente)• Poseen alta densidad• Poseen color y brillo característico• Algunas de las propiedades señaladas

se explican por la facilidad con la que se realizan desplazamiento de partes del cristal a lo largo de los planos estructurales.

+ + + + +

+ + + + +

Dr-Ing. José L. Piñeiros M.102

2.5. FUERZAS INTERMOLECULARES

Fuerzas intermoleculares

Fuerzas de Van der WaalsFuerzas de London Fuerzas dipolo-dipoloEnlaces por puentes de hidrógeno

Son fuerzas más débiles que los enlaces covalentes que mantienen unidas a las moléculas en el estado condensado (líquido o sólido)

Fuerzas de dispersión de London Se originan por la atracción entre dipolos instantáneos e inducidos

formados entre las moléculas (polares o no polares) Dipolos instantáneos: El movimiento de los electrones en el orbital

origina la formación de dipolos no permanentes. Dipolos inducidos: Los electrones se mueven produciendo un dipolo

en la molécula debido a una fuerza exterior (otros dipolos).

Estas fuerzas están presentes en todo tipo de sustancia y su intensidad depende de la masa molar. Son las únicas fuerzas intermoleculares presentes en moléculas no polares

Fuerzas de dispersión de London

Moléculas no polares

En una de ellas se forma un dipolo

instantáneo

El dipolo instantáneo induce

a la formación de un dipolo en la

molécula vecina

Fuerzas de London

Grafito

Fuerzas dipolo-dipoloInteracción entre el dipolo en una molécula y el dipolo en la molécula adyacente. Las fuerzas dipolo-dipolo se presentan entre moléculas polares neutras, y su intensidad depende de la polaridad molecular.

Enlaces Puente de Hidrógeno (EPH)Es un caso especial de las fuerzas dipolo-dipolo. Son fuerzas

intermoleculares muy fuertes. El enlace de hidrógeno requiere que un H este unido (enlazado) a un

elemento altamente electronegativo. Estas fuerzas de enlace de hidrógeno se hacen más importantes entre compuestos con F, O y N,

unido a H

EPH en el agua

Efecto de los EPH en la propiedades físicasPunto de ebullición

normal (K)

Masa molecular Al aumentar el valor de las fuerzas debidas a los enlaces por

puentes de hidrógeno, aumenta el punto de ebullición.

CONCLUSIONES Y/O ACTIVIDADES DE INVESTIGACIÓN SUGERIDAS

Investigar lo siguiente:

1.Los enlaces covalentes en que tipo de sustancias orgánicas se encuentran presentes que usen lo ingenieros electrónicos y cual es su aplicación .

2. Dentro de la gama de materiales compuestos que son muy usados actualmente que tipo de enlace se encuentra presente y porque.