semana # 3 ( clase # 3) estructuras de lewis y fuerzas intermoleculares profesora licda. qb lucrecia...

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SEMANA # 3 ( clase # 3)

ESTRUCTURAS DE LEWIS Y FUERZAS INTERMOLECULARES

Profesora Licda. QB Lucrecia C. de LeivaUnidad Didáctica de Química 2015

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Ejercicios de Estructuras de Lewisó fórmulas de electrón punto

Muestran los e- de valencia (# de columna) de los átomos, y en compuestos muestra los e-

compartidos ó pares de enlace, los e- libres ó pares no enlazados. (Asumir que hay 4 lados con 2 e- como máximo por lado).Se utilizado en compuestos covalentes para determinar si el enlace covalentes es simple, doble, triple ó dativo (coordinado).

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Como armar la estructura de LewisEj: H2S04

1. Al centro el no-metal con subíndice 1. (S)2. Rodearlo con el no-metal de subíndice mayor. (O4)

3. Colocar los electrones de valencia de cada átomo empezando por el centro, tratando de que queden pares de electrones enlazando los átomos, empezando en el centro.

4. Si no se completan octetos, trasladar pares de electrones libres hacia el enlace para completar.

• El H o Metales se unen a Oxígenos.• El H se llena con 2 electrones.

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Ejercicios. Determinar que tipo de enlace presentan y elaborar las estructuras de Lewis para

ilustrar el tipo de enlace covalente

O2 BaF2 HCl SiH4 K2SO4 HCO3-

H2 H2O CO SbH3 HNO3 Na2CO3

Cl2 SO2 CO2 Al2O3 H3PO4 NaHCO3

Br2 SO3 NO HOCl PO4-3

CF4 NH3 NO2 H2SO4 K3PO4

CH4 NH4+ PCl5 SO4 -2 H2CO3

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Excepciones a la Regla del Octeto:OCTETO INCOMPLETO

Se observa cuando UNO de los átomos del enlace no completa el octeto (8 e-)

Ej: NO y NO2

En el NO el N queda con 7 e- y el O con octeto.En el NO2 el N queda con 5 e- y el O con octeto.

O:N : Ox x

x x

xx

xx

x x

x x

.N: O

x x

x x

x x

. .. x

x

Otra excepción: 0CTETO EXPANDIDO

Se da cuando uno de los átomos del compuesto tiene mas de ocho electrones de valencia compartidos. Los otros átomos si cumplen octetos. Ejemplo

SF6 : hay 12 e- compartidos PCl5 : hay 10 e- compar-

entre el S y el F. tidos entre P y Cl

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FUERZAS ó ATRACCIONES INTERMOLECULARES también llamadas de Van der Walls

(atracción entre moléculas ó compuestos)

• Fuerzas de dispersión (ó de London) • Fuerzas dipolares (dipolo-dipolo)• Puentes de hidrógeno

A diferencia de los enlaces interatómicos iónico y covalente, estas atracciones se dan entre moléculas. Son más débiles pero contribuyen a determinar las propiedades físicas de las sustancias moleculares.

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Son transitorias , se dan entre moléculas covalentes no polares (contienen enlaces con diferencia de electronegatividad entre 0.0 y 0.4). Ej: Elementos diatómicos, SiH4, SbH3Los electrones en movimiento, se localizan en una región momentáneamente dándole a esa región una carga parcialmente negativa (δ-) mientras el otro extremo queda parcialmente positivo (δ+). En éste momento hay atracción. Al moverse los e-, se pierden la polarización y la atracción desaparece, luego vuelven a polarizarse y nuevamente, hay atracción ( por eso se llaman fuerzas de dispersión ó dipolos transitorios).

Fuerzas de Dispersión (dipolos transitorios)

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Como se modifica momentáneamente la nube electrónica para ejercer atracción transitoria

No polarizada

Dipolo momentáneo Dipolo inducido

Fuerzas Dipolares (dipolo-dipolo) Se da entre compuestos con moléculas covalentes polares (contienen enlaces con diferencia de electronegatividad entre 0.4 y 1.8) debido a que éstas forman dipolos. Cuando se aproximan lo suficiente éstas moléculas dipolares, el extremo positivo de una molécula atrae el extremo negativo de la otra. Ej: HCl Los símbolos δ+ y δ-, indican

parcialmente positivo y parcialmente negativo. Significa que ningún átomo del enlace perdió ó gano electrones, solo los compartes en forma desigual.NO SE FORMARON IONES.

Esquema que muestra las Fuerzas Dipolares (dipolo-dipolo) y como se

orientan éstas moléculas

LIQUIDO SÓLIDO

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PUENTES DE HIDRÓGENOSe da entre moléculas covalentes polares que contienen átomos de HIDRÓGENO unidos a FLÚOR, OXÍGENO ó NITRÓGENO (FON) . El Hidrógeno menos electronegativo que el F, O y N manifiesta una carga parcialmente positiva, que se atrae con las cargas parcialmente negativas del F, O y N.No basta con que la moléculas poseen H, F, O ó N. Debe haber una unión directa entre el Hidrógeno y el F, ó el O ó el N.Los puentes de Hidrógenos son más fuertes o intensos, que las fuerzas dipolo-dipolo y las de dispersión .Ej:, H2O, HF, NH3

La estructura tridimensional de moléculas de gran importancia biológica como proteínas y ácidos nucleicos, se debe en gran parte a éstas fuerzas.

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Como se forman los PUENTES DE HIDRÓGENO

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Comparación de la intensidad de las fuerzas intermolecular y el enlace iónico

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El punto de fusión de una sustancia y su

estado físico a temperatura ambiente está en relación con la intensidad de las

fuerzas de atracción entre sus

moléculas ó partículas y la energía necesaria

para romperlas (temperatura para

fundirla).Observemos este

cuadro comparativo: