quÍmica n° 08 semestral uni
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“No es la especie más fuerte laque sobrevive, ni la más
inteligente, sino la que mejorresponde al cambio.”
CHARLES DARWIN
curso
HIBRIDACIÓN O HIBRIDIZACIÓN
Consiste en el reacomodo de los orbitales atómicos del nivel de valenciamediante la “mezcla” de cierto número de orbitales puros diferentes, paraobtener orbitales híbridos equivalentes, distribuidos simétricamente en elespacio.Consiste en combinar dos o más orbitales atómicos que posean semejanzaenergética, para dar un ORBITAL HÍBRIDO, con orientación definida en elespacio y que es diferente a los orbitales originales.
curso
HIBRIDIZACIÓN “sp” o “sp1”
La hibridización “sp” se realiza con un orbital “s” y un orbital “p”,resultando dos orbitales híbridos “sp”.
curso
HIBRIDIZACIÓN “sp” o “sp1”
Los orbitales híbridos tipo sp se orientan en una recta formandoángulo de 180º.
CO2
curso
HIBRIDIZACIÓN “sp2”
La hibridización sp2 se realiza con un orbital “s” y 2 orbitales “p”,resultando tres orbitales híbridos sp2.
curso
HIBRIDIZACIÓN “sp2”
Los orbitales híbridos tipo sp2 se orientan hacia los vértices de untriángulo equilátero, formando ángulos de 120 º entre ellos.
BF3
curso
HIBRIDIZACIÓN “sp3”
La hibridización sp3 se realiza con un orbital “s” y 3 orbitales “p”,resultando cuatro orbitales híbridos sp3.
cursosp3
sp3
sp3
sp3SS
S
S
¿Cómo se forma la molécula del metano?
Nótese como los cuatro orbitales híbridos sp3 del carbono se unen , cadauno, con un orbital s de cuatro hidrógenos, para formar la molécula delmetano CH4.
curso
FÓRMULA POTENTE PARA DETERMINAR LA HIBRIDACIÓN
Usaremos la siguiente relación:
Entonces, tenemos el siguiente cuadro:
LIBRESPARES
DENÚMERO
ENLACES
DENÚMERO
NHIBRIDACIÓ
DETIPO
(#ENLACES + #PARES LIBRES) TIPO DE HIBRIDACIÓN
1 “s”
2 “sp1”
3 “sp2”
4 “sp3”
5 “sp3d”
6 “sp3d2”
curso
2
Valencia
dese#
DUETO
OCTETO
sCompartido
Pares
deNúmero
H HC OO
O
P
H H
H
GEOMETRÍA MOLECULARpolaridad MOLECULAR
Fuerzasintermoleculares
curso BeF F
180º Geometríamolecular
lineal
CO O
180ºGeometríamolecular
lineal
OH H
Geometríamolecular
angular
DIFLUORURO DE BERILIO BeF2
DIÓXIDO DE CARBONO CO2
AGUA (OXIDANO) H2O
GEOMETRÍA MOLECULAR
cursoOO O
Geometríamolecular
angular
SH H
Geometríamolecular
angular
OZONO O3
SULFURO DE HIDRÓGENO H2S
GEOMETRÍA MOLECULAR
curso B
F
F F
Geometríamoleculartrigonalplanar
SO O
O Geometríamoleculartrigonalplanar
TRIFLUORURO DE BORO BF3
TRIÓXIDO DE AZUFRE SO3
GEOMETRÍA MOLECULAR
cursoN
H H
H
AMONÍACO NH3
Geometría molecularpiramidal de base tringular
FOSFINA PH3
P
H H
H
Geometría molecularpiramidal de base tringular
GEOMETRÍA MOLECULAR
cursoSi
ClCl
Cl
Cl
TETRACLORURO DE SILICIOSiCl4
Geometría molecular tetraédrica
Cl
OO
O
O
-1IÓN PERCLORATO (ClO4)-1
Geometría molecular tetraédrica
GEOMETRÍA MOLECULAR
curso
POLARIDAD DE UNA MOLÉCULA
Molécula polar es aquella molécula que presenta un momentodipolar resultante diferente de cero ( ).
Presenta una estructura asimétrica; puesto que sus centros decargas positivo y negativo no coinciden.
Molécula apolar o no polar es aquella molécula que presenta unmomento dipolar resultante igual a cero ( ).
Presenta una estructura simétrica; puesto que sus centros decargas positivo y negativo si coinciden.
cursoC OO
SHH
OHH
N
H H
H
BF F
FH
C
HH
H
H
C
C lCl
Cl
Cl
C
C lCl
Cl
MOLÉCULAS APOLARES
MOLÉCULAS POLARES
Amoniaco NH3Agua H2O
Sulfuro dehidrógeno H2SCloroformo CHCl3
Metano CH4 Tetracloruro decarbono CCl4
Trifluoruro deboro BF3
Anhídridocarbónico CO2
cursoMomento dipolar
resultante = 1,47 D
Momento dipolar
resultante = 0,24 D
MOMENTO DIPOLAR RESULTANTE
curso
FUERZAS INTERMOLECULARES (F. I.)
CLASIFICACIÓN DE LAS F. I.
Fuerza Puente deHidrógeno (FPH)
Van der Waals Ión-Dipolo
Dipolo – Dipolo(D – D)
Dipolo-Dipoloinducido
Dispersión deLondon (FL)
curso
FUERZAS INTERMOLECULARES (F. I.)
Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas de atracción existentes entremoléculas con enlace covalente.
Estas fuerzas están presentes en las sustancias covalentes cuando seencuentran en estado sólido o líquido, ya que en el estado gaseoso las moléculasestán alejadas una gran distancia y dichas fuerzas tienden a ser despreciables.
Las fuerzas intermoleculares son:
- Fuerzas London - Van der Waals (FL)- Fuerzas Dipolo – Dipolo (D – D)- Fuerza Puentes de Hidrógeno (FPH)
curso
FUERZAS DE LONDON – VAN DER WAALS o DE DISPERSIÓN (FL)
Se presentan entre moléculas covalentes apolares.
Se deben a la aparición de dipolos instantáneos que se crean con elmovimiento de los electrones.
También se les llama fuerzas de corto alcance, pues solo se manifiestancuando las moléculas están muy cerca unas de otras.
curso
FUERZAS DE LONDON – VAN DER WAALS o DE DISPERSIÓN
Se presentan en todo tipo de moléculas en fase condensada, pero sondemasiado débiles y, por tanto, actúan especialmente en bajas temperaturas.
Estas fuerzas tienen su origen en la posibilidad que poseen las nubeselectrónicas de las moléculas de formar dipolos inducidos momentáneos.
curso
FUERZAS DE LONDON – VAN DERWAALS o DE DISPERSIÓN
Se presenta entre moléculas polares ytambién en no polares pero son lasúnicas fuerzas en las moléculas nopolares (son exclusivas de moléculasapolares).
Al acercarse dos moléculas se originauna distorsión de la nube deelectrones en ambas, generándosedipolos transitorios.
La intensidad de la fuerza depende dela cantidad de e– de la molécula.
A MAYOR CANTIDADDE ELECTRONES EN LA
MOLÉCULA
MAYOR POLARIZABILIDADDE LA MOLÉCULA
MAYORFUERZA DE
LONDON
curso
FUERZAS DE LONDON – VAN DER WAALS o DE DISPERSIÓN
POLARIZABILIDAD es la facilidad con la cual se puede distorsionar ladistribución electrónica de una molécula.
POLARIZACIÓN: El proceso de inducir un dipolo en una molécula.
- Las fuerzas de dispersión están en todas las moléculas (incluyendo las polares).
- En general mayor número de electrones (mayor masa molecular) favorece laatracción intermolecular.
- Cuánto mayor es el área de contacto, mayores son las fuerzas de London.
- Para moléculas grandes, las fuerzas de dispersión pueden superar lasinteracciones dipolo-dipolo.
curso
FUERZAS DE LONDON – VAN DER WAALS o DE DISPERSIÓN
Diferencias de Polarizabilidad – Comparación entre el F2 y I2
curso
FUERZAS DE LONDON – VAN DER WAALS o DE DISPERSIÓN
GASES NOBLES HALÓGENOS HIDROCARBUROS
nelec M Teb/ºC nelec M Teb/ºC nelec M Teb/ºC
He 2 4 -269 F2 18 38 -188 CH4 10 16 -161
Ne 10 20 -246 Cl2 34 71 -34 C2H6 18 30 -88
Ar 18 40 -186 Br2 70 160 59 C3H8 26 44 -42
Kr 36 84 -152 I2 106 254 184 C4H10 34 58 -1
curso
FUERZAS DE LONDON – VAN DER WAALS o DE DISPERSIÓN
PUNTOS DE FUSIÓN DE COMPUESTOS NO POLARES SIMILARES
Compuesto Tf (0C)
CF4 -183,7
CCl4 -23,0
CBr4 90,0
CI4 171,0100 200 300 400 500 600
-200
-150
-100
-50
0
50
100
150
200 C I4
C B r4
C C l4
Tf(
0C
)
M
C F4
CH3F(-141,80C) < CCl4 a pesar de su momento dipolar (1,8 D)Fz. de dispersión en CCl4 > Fz. Dispersión + momento dipolar de CH3F
curso
FUERZAS DIPOLO – DIPOLO (D – D)
Llamadas FUERZAS DE KEESOM.
Se presenta entre MOLÉCULASCOVALENTES POLARES, dichasmoléculas covalentes polarespresentan interacciones de tipopermanente dipolo – dipolo, debido ala atracción de la carga positiva: +del átomo de una molécula conrespecto a la carga – del átomo de laotra molécula.
Las fuerzas dipolo – dipolo, sólo sonefectivas a distancias muy cortas.
curso
FUERZAS DIPOLO – DIPOLO (D – D)
Las FUERZAS DIPOLO – DIPOLO se manifiestan debido a la interacción entrelos dipolos que constituyen las moléculas, ya que son MOLÉCULAS POLARESque, al acercarse los polos opuestos generan una atracción eléctrica.
curso
FUERZAS DIPOLO – DIPOLO (D – D)
Las FUERZAS DIPOLO – DIPOLO provocarán que los dipolos se alineen unoscon otros y se mantengan juntos.
Dipolopermanente
+–+
–
–
+
–+o
Dipolopermanente -+ + -
curso
FUERZAS DIPOLO – DIPOLO (D – D)
Si las moléculas presentan tamaño similar (masa molecular similar) las fuerzasdipolo-dipolo aumentan con la polaridad.
SustanciaMasa Molar
(g/mol)Momento
Dipolar (D)Temperatura deebullición (K)
C3H8 44 0,1 231
CH3OCH3 46 1,3 248
CH3Cl 50 1,9 249
CH3CHO 44 2,7 294
CH3CN 41 3,9 355
curso
FUERZAS PUENTE DE HIDRÓGENO (FPH)
- Podría considerarse como una fuerza dipolo – dipolo, pero de granintensidad.
- Se presenta entre moléculas que tienen el hidrógeno unido a un elementomuy electronegativo: F, O, N.
Ejemplo:
Moléculas de Agua(Cada molécula de agua presenta 4
Fuerzas Puente de Hidrógeno)
curso
FUERZAS PUENTE DE HIDRÓGENO(FPH)
Al estar unido el átomo de hidrógenocon un elemento muy electronegativo,oxígeno en este caso, el par deelectrones del enlace estará muyatraído por éste último. En la moléculade agua se forman dos polos, “O” polonegativo e “H” polo positivo.
Entonces el átomo de “H” forma unaunión electrostática con el átomo de“O” de una molécula vecina, estaunión es una Fuerza Puente deHidrógeno (FPH).
curso
FUERZAS PUENTE DE HIDRÓGENO (FPH)
También presentan este tipo de fuerza otras moléculas como HF, NH3 y otrasmuchas moléculas orgánicas.
curso
EL AGUA Y LAS FUERZAS PUENTEDE HIDRÓGENO (FPH)
La Fuerza Puente Hidrógeno da alagua propiedades especiales:- Altos puntos de fusión y ebullición,esenciales para nuestra vida.- La estructura del hielo es muy“abierta” y estable.- La densidad del hielo aumentaligeramente cuando funde por lo cualel hielo flota en el agua líquida.- La Fuerza Puente de Hidrógenotambién es muy importante enmoléculas biológicas como lasproteínas, ADN.
curso
FUERZAS PUENTE DE HIDRÓGENO(FPH)
En el gráfico se representan los puntos deebullición de los compuestos que forma elhidrógeno con algunos no metales.
Se observa que los puntos de ebullición delHF, H2O y NH3 son más altos de lo esperado.
Esto se debe a la formación de asociacionesmoleculares, a causa de la fuerza por puentede H.
Fuerzas de este tipo también están presentesen compuestos como alcoholes, azúcares,ácidos orgánicos, etc., y es la causa de lasrelativamente altas temperaturas de fusión yebullición de estos compuestos.
T(K)
M
curso
RESUMEN FUERZAS INTERMOLECULARES
MOLÉCULAS O IONES INTERACTUANTES
¿Participan moléculaspolares? ¿Participan
iones?
¿están presentesmoléculas polares y
también iones?
NO SI
Sólo fuerzas deLondon
Ej.: Ar (l); I2 (s)
FuerzasDipolo – Dipolo
Ej: H2S (l), CH3Cl(l)
Puente de HEj: H2O (l) y (s)
NH3 y HF
NO
NO SI
Fuerzas ión - dipoloEj: KBr en H2O
Hay átomos de H unidosa átomos de N, F, O
SI
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