apuntes química tema 4

7/30/2019 Apuntes Qumica Tema 4

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0. INTRODUCCIN.

1. ENLACE INICO.

1.1. Formacin del enlace inico. Energa reticular.1.2. Propiedades de los compuestos inicos.

2. ENLACE COVALENTE.

2.1. Teora de Lewis.2.2. Teora de Enlace Valencia. Uso de Teora de Orbitales

Hbridos.2.3. Teora VSEPR.2.4. Propiedades de los compuestos covalentes.

3. POLARIDAD DE LOS ENLACES. MOMENTO DIPOLAR.

4. ENLACE METLICO.

4.1. Modelo del gas electrnico.4.2. Propiedades de los metales.

5. FUERZAS INTERMOLECULARES.

5.1. Fuerzas de Van der Waals.5.2. Puentes de hidrgeno.

FSICA Y QUMICA. 1 BACH.

TEMA 4.ENLACEQUMICO.


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0. INTRODUCCIN.

Todos los cuerpos en la naturaleza tienden a conseguir un estado demxima estabilidad o, lo que es lo mismo, tienden a conseguir un estado en elcul su energa sea mnima. Para conseguir este estado los gases nobles y los

metales en fase vapor estn formados por tomos aislados, otros como eloxgeno, el cloro,... se encuentran en la naturaleza formando molculas y otrosestn formados por la unin de tomos de elementos iguales o distintos, agua,cido clorhdrico,....

Todos ellos tienen en comn la posibilidad de formar un enlace o uninintramolecular. Adems existe un enlace que se presenta entre loscompuestos, y, entre tomos de gases nobles denominados uninintermolecular.

Tipos de enlace INTRAMOLECULAR : InicoCovalenteMetlico

INTERMOLECULAR Puentes de hidrgenoFuerzas de Van der Waals

El enlace intramolecularpuede explicarse bajo diferentes puntos de vistaaunque todo parece resumirse a la existencia de fuerzas de atraccin elctricaentre tomos o especies derivadas (iones). El origen de estas fuerzaselectrostticas hay que buscarlo en la estructura electrnica de los tomos a la

que est ligada a su capacidad para cedero ganarelectrones y su capacidadpara compartirelectrones. Y todo ello para alcanzar la estructura de gas nobleque parece ser la ms estable (8 electrones en la ltima capa)REGLA DELOCTETE.

El enlace intermolecular parece tambin tener una naturaleza de tipoelectrosttico aunque es de menor intensidad o fuerza, sin embargo ayuda aexplicar el comportamiento fsico-qumico de los compuestos y cmo ste varaal compararse compuestos de naturaleza semejante.

1. EL ENLACE INICO:

1.1. Formacin del enlace inico. Energa reticular.

Este enlace se presenta entre tomos de elementos con muy distintaelectronegatividad, es decir, entre un metal y un no metal. El metal cedeelectrones y se convierte en catin, mientras que el no metal adquiere dichoselectrones convirtindose en anin, de esta forma anin y catin son las formas

del metal y no metal respectivamente con una configuracin de gas noble.


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Entre las especies cargadas de distinto signo aparece una fuerza deatraccin electrosttica, que mantiene unido al sistema, sin embargo noexistirn especies independientes de catin-anin, ya que cada carga serodear del mayor nmero de cargas de distinto signo posible, formando unaestructura ordenada que se extiende en todas las direcciones del espacio. A

dicha estructura cristalina se le conoce como celdilla unidad.

Ejemplo: NaCl

El cloruro de sodio es un compuesto inico ya que es la combinacin de unmetal (sodio) y un no metal (cloro), las configuraciones electrnicas de dichasespecies son:

Na: 1s22s2p63s1

Cl: 1s22s2p63s2p5

Con lo que el sodio tendra que perder 1 electrn que cedera al cloro,obtenindose as en ambos la configuracin de gas noble. La formacin deesos iones trae como consecuencia la constitucin del propio enlace gracias alas fuerzas de atraccin culombianas, de modo que cada catin se rodea de unnmero determinado de aniones y viceversa, a este nmero se le denomina ndecoordinacin.

En la formacin del NaCl se da una transferencia de un electrn entre eltomo de sodio y el de cloro.

Na(g) Na+(g) + 1e- P.I. = 495.4 KJ/mol

Cl (g) + 1e- Cl-(g) A.E. = -348.8 KJ/mol

Este proceso est energticamente desfavorecido, al ser la cantidad deenerga desprendida en la formacin del in cloruro (A.E) menor que lanecesaria para formar cationes sodio (P.I). Sin embargo, una vez formados losdos iones se atraen por fuerzas elctricas:

Na+(g) + Cl-(g) NaCl (g) + U

Este proceso es exotrmico, de manera que la energa que desprendehace que el balance global sea negativo (exotrmico) justificando as laformacin del enlace.

A la energa puesta en juego se le denomina ENERGA RETICULARque se define como la energa desprendida al formarse un mol del cristalinico a partir de sus iones componentes en estado gaseoso. Se representapor la letra U.

Para calcular la U se puede recurrir a un artificio terico conocido con el

nombre de ciclo de Born-Haber.


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1.2. Propiedades de los compuestos inicos.

Son slidos, con puntos de fusin y ebullicin altos En disolucin conducen la electricidad Son solubles en agua y disolventes polares La U da idea de la estabilidad de la red En estado slido son poco conductores dado que los iones son

fuertemente retenidos en la red. Son duros pero frgiles, es decir resisten el rayado pero no el

impacto

2. ENLACE COVALENTE.

De las propiedades de los compuestos inicas podemos deducir que no soninicos el amonaco, NH3 (g), gaseoso a temperatura ambiente, o el agua,

H2O, lquida a temperatura ambiente, ni las sustancias formadas por un solo

tipo de elemento como son por ejemplo el oxgeno, O2, y el hidrgeno, H2,

ambos gaseosos a temperatura ambiente. Todas estas sustancias, ymuchsimas ms, se caracterizan por estar constituidas portomos neutros,generalmente de elementos no metlicos, y estar unidos mediante un tipo deenlace denominado enlace covalente.

Poco despus de que N. Bohr propusiera su modelo atmico, elnorteamericano N. G. Lewis estableca la primera teora acerca del enlacecovalente. Segn esta teora, el enlace covalente es la unin que se produceentre dos tomos por el hecho de compartiruno o ms pares de electrones.Esta comparticin de electrones consiste en que el electrn o electronesaportados por cada tomo pasan a formar parte del nivel externo del otrotomo. De este modo, cada tomo adquiere la estructura externa de gas nobleal aadir a sus electrones de valencia los aportados por el otro u otros tomos.

Normalmente, la presencia de enlaces covalentes en las sustancias da

lugar a la formacin de entidades neutras a las que denominamos molculas.

La capacidad de un elemento para compartir sus electrones se refleja ensu valencia covalente, la cual se define como el nmero de enlacescovalentes que es capaz de formar. Un elemento puede formar ms o menosenlaces covalentes segn el nmero de electrones desapareados ofcilmente desapareables que tienen sus tomos. Los electrones de valenciaque forman parte del enlace se denominan electrones enlazantes y los otroselectrones de valencia reciben el nombre de electrones no enlazantes. Cadapar de electrones enlazantes genera un enlace covalente. Las molculastambin pueden presentarenlaces covalentes dobles y enlaces covalentestriples cuando dos tomos comparten a la vez dos o tres pares de electronesenlazantes.


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El enlace covalente se da entre elementos no metlicos o entreelementos que no difieren excesivamente en su E.N. En este enlace existe unacomparticin de los electrones externos de los tomos que intervienen en lintentando conseguir la configuracin de gas noble. No siempre se consigue.Se considera que los electrones compartidos pertenecen simultneamente a

ambos tomos y cada par de electrones constituye un llamado enlace simple.Hay distintas teoras que estudian este enlace:

2.1 Teora de Lewis.

Para explicar el enlace covalente, Lewis propuso que los tomos queforman estas sustancias, al unirse, comparten pares de electrones entre s,para alcanzar de esta forma la estructura de gas noble.

Todas las sustancias que forman la materia estn constituidas porunidades estructurales: iones, tomos o molculas, unidas entre smediante enlaces. El qumico norteamericano G. N. Lewis introdujo la llamadanotacin de Lewis para poder representar estas unidades estructurales y susenlaces.

Para representar un tomo, escribimos el smbolo del elemento y lorodeamos de tantos puntos (u otro smbolo pequeo como por ejemplo aspas)como electrones de su capa de valencia tiene. A continuacin se representanalgunos tomos segn esta notacin:

H He : Mg : Al C N : O :Cl : Ar

: :

Para representar un in, simplemente hay que aumentar o disminuir elnmero de puntos alrededor del smbolo del elemento.

Para representar una molcula se colocan los electrones de enlaceentre los tomos que los forman. Por ejemplo:

H O2

Agua :

O

H H

Cianuro : HCN

H : C : : : N :

Amonaco : N H3

H : N : H

H

Para representar los tomos y las molculas formadas por stosutilizaremos la notacin de Lewis. A continuacin podemos ver cmo seforman algunas molculas sencillas:

A) Molcula de hidrgeno, H2. La molcula de hidrgeno se forma por la

comparticin de dos electrones por parte de dos tomos de hidrgeno. Ya que

cada uno de los tomos presenta un electrn de valencia, [1s1], se formar un


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par de electrones enlazante y, por tanto, un enlace covalente entre ambostomos.

H [1s ]1 H [1s ]1

+

H 2

H : H

H H

B) Molcula de flor, F2. La molcula de flor se forma por la comparticin de

dos electrones por parte de dos tomos de flor. Ya que cada uno de lostomos presente siete electrones de valencia, [1s2 2s2 2p5], se formar un parde electrones enlazantes y, por tanto, un enlace covalente entre ambostomos.

+

F [1s 2s 2p ]2 2 5 F [1s 2s 2p ]2 2 5 F2

: F : F :

F F

C) Molcula de oxgeno, O2. En esta molcula dos tomos de oxgeno, O

[1s2 2s2 2p4] comparten dos pares de electrones, formando, un enlace doble.La notacin Lewis d esta molcula ser:

O O

O O

D) Molcula de nitrgeno, N2. Aqu dos tomos de nitrgeno, N [1s2 2s2

2p3], comparten tres pares de electrones formndose un enlace triple. Lanotacin Lewis d esta molcula ser:

N N

N N

Las estructuras de Lewis no permiten predecir la geometra de lasmolculas. Sabiendo las valencias de los elementos y teniendo en cuentacuando es vlida la regla del octeto, suele ser fcil escribir la estructura deLewis correcta. Sin embargo algunos casos son complicados y conviene tenerun conjunto de reglas:

1.- Hacer un esquema de la molcula o in poliatmico indicando cuales son

los tomos que estn conectados por enlaces sencillos


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2.- Sumar el n de e- de valencia de cada tomo de la molcula para calcular eln total de e- de valencia. Si la molcula es una especie cargada debe aadirseun e- por cada carga negativa y restar uno por cada carga +.

3.- Restar del total el n de e- necesarios para formar enlaces sencillos entre

los tomos y utilizar los e- restantes para completar los octetes alrededor detodos los tomos, excepto de los de hidrgeno. Si el n de e- es insuficientepara completar todos los octetes se deben completar, en primer lugar los de lostomos ms E.N. Asignamos entonces cargas formales

4.- Si algn tomo ha quedado con el octete incompleto deben convertirsepares de e- no enlazantes en pares enlazantes, es decir, deben utilizarse lospares no enlazantes para formar enlaces dobles o triples hasta que todos lostomos contengan octetes completos. Una vez hecho esto, deben volver acalcularse las cargas formales

5.- Si la regla 4 crea cargas formales nuevas se debe utilizar la estructura queresultaba de la aplicacin de la regla 3.

Ejemplo: SO42-

S: s2p4 6 e- x 1 = 6 e-

O: s2p4 6 e- x 4 = 24 e-

30 e- + 2 e- total: 32 e-

A pesar de que la teora de Lewis permite interpretar de manerasatisfactoria muchas agrupaciones atmicas presenta, entre otros, dos defectosmuy importantes, que son:

A)- No explica la estructura de algunos compuestos tales como BF3, PCl5y SF6, en los que tomo central no satisface la regla del octete pueslos tomos de B, P y S se encuentran rodeados, de 6, 10, y 12 e-respectivamente

B)- No da una explicacin lgica acerca de la geometra de lasmolculas; por ejemplo por qu la molcula de agua es angular y nolineal, o la del amoniaco piramidal y no plana.

2.2. Teora de Enlace Valencia. Uso de Teora de OrbitalesHbridos.

Se basa en considerar que cuando dos tomos aislados aproximan susorbitales atmicos se solapan entre s, producindose un enlace siempre quelos electrones de cada orbital sean antiparalelos, con lo que podemos llegar, a


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la conclusin de que el enlace covalente consiste en el emparejamiento deelectrones con spines opuestos: al interpenetrarse los orbitales atmicos yproducirse su solapamiento tiene lugar un aumento en la densidad atmica enel espacio comprendido entre dos ncleos, con lo que disminuye la fuerza derepulsin entre ellos, formndose un enlace.

De acuerdo con este criterio, los electrones ya apareados en los tomosno tomarn parte en la formacin de enlaces covalentes. Por consiguiente, untomo, puede formar un nmero de enlaces covalentes igual al nmero deelectrones sin emparejar que posea. Este nmero se designa con el nombre decovalencia.

El enlace covalente ser tanto ms fuerte cuanto mayor sea elsolapamiento entre los orbitales. Si este solapamiento es grande, el enlace sedenomina sigma, mientras que si el solapamiento es ms pequeo el enlace se

llama pi.Es evidente que los enlaces sigma, se formarn por solapamiento de

dos orbitales s, uno s y otro p o bien dos orbitales p que tengan el mismo eje(solapamiento frontal).

Por el contrario, cuando solapan dos orbitales p con ejes paralelos(solapamiento lateral), el enlace ser pi.

El flor, el oxgeno y el nitrgeno tienen, respectivamente uno, dos y treselectrones desemparejados.

Cuando dos tomos de flor se acercan se produce un solapamiento frontalentre sus orbitales 2p semiocupados, lo que se traduce en la formacin de unorbital sigma, que mantiene unidos a los dos tomos de flor, haciendo que lamolcula sea lineal.

En el caso del oxgeno, como su covalencia es dos, puede formar dosenlaces covalentes; en la molcula de oxgeno, dos orbitales 2p (uno de cadatomo) se solapan frontalmente (enlace sigma) y otros dos lateralmente (enlacepi). La suma de estos dos enlaces se conoce como doble enlace.


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En la molcula de nitrgeno solapan frontalmente dos orbitales p (uno decada tomo), y los orbitales p restantes se solapan lateralmente. Se forman enconsecuencia un enlace sigma y dos pi. La suma de los tres se conoce con elnombre de triple enlace, el cual confiere a la molcula gran estabilidad.

HIBRIDACIN:

La hibridacin se aplica para explicar la estructura de determinadasmolculas, tales como metano, etano, eteno y etino entre otras.

En el carbono, su estructura electrnica es 1s2 2s2 2p2 con doselectrones desemparejados. Esto induce a pensar en una covalencia dos para


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este elemento. Sabemos sin embargo, que el carbono en la inmensa mayorade sus compuestos es tetracovalente. Esta aparente anomala se explicaconsiderando que el carbono, antes de combinarse, modifica su estructuraelectrnica, promocionando uno de los electrones 2s2 al orbital 2p vaco, yaque la diferencia de energa entre ambos orbitales es pequea.

De esta manera, al tener 4 electrones desemparejados el carbono puedeformar 4 enlaces covalentes, que, en principio, tendran que ser distintos, acausa de las diferencias que existen entre los orbitales s y p. Sin embargo, laevidencia experimental de que los cuatro enlaces del carbono en suscompuestos sencillos (tales como el metano) son todos ellos equivalentes,hace necesario admitir, de acuerdo con Pauling, que tras la promocin deelectrones tiene lugar una transformacin de los orbitales s y p en otros 4iguales entre s, que reciben el nombre de orbitales hbridos. El proceso seconoce como hibridacin de orbitales.

En este caso, los cuatro orbitales hbridos resultantes se encuentran dirigidoshacia los vrtices de un tetraedro regular, formando ngulos entre s de10928: por eso a este tipo de hibridacin se la designa con el nombre dehibridacin tetradrica o hibridacin sp3.

Anlogamente en el eteno, el carbono presenta la hibridacin tipo sp2,

conservando un orbital p sin hibridar. Los tres orbitales hbridos sp2 estndirigidos hacia los vrtices de un tringulo equiltero plano (ngulos de enlace120).

El enlace entre los C se produce: por solapamiento de un sp2 de cada C, entrelos que tienen una misma orientacin, los otros dos orbitales sp2 que le quedana cada C se unen con los orbitales s de los H. Todos estos enlaces son sigma;Adems existe otro enlace entre los C que se da entre los orbitales p sinhibridar, dicho enlace es pi.


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En el etino, el C utiliza los hbridos sp. Son dos orbitales hbridos queforman entre s un ngulo de 180, definiendo una geometra lineal. Los otrosdos orbitales p de cada C no hibridados se solapan formando enlaces pi.

CUADRO RESUMEN HIBRIDACIN:

Tipo orbital hbrido Orbital atmico ngulo de enlace Geometra Ejemplo

sp s, p 180 lineal etino

sp2 s, p, p 120 trigonal eteno

sp3 s, p, p, p 1095 tetradrica etano


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2.3. Teora VSEPR: Teora de repulsin de los pares deelectrones de la capa de valencia:

La disposicin geomtrica de los enlaces alrededor de un tomo en una

molcula depende del nmero total de pares de electrones de la capa devalencia del tomo. En este nmero se incluyen tanto los pares enlazantescomo los no enlazantes.

Los pares de electrones de una capa de valencia adoptan unadisposicin tal que maximizan el ngulo entre dos pares cualesquiera deelectrones y por tanto minimizan la repulsin.

En una molcula del tipo AXn, donde A es el tomo central que seencuentra unido a n tomos X, para hallar la disposicin de los tomos de Xalrededor de A (geometra), lo primero que se hace es representar la estructura

de Lewis y en funcin de esto tenemos:


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2.4. Propiedades de los compuestos covalentes:

No conducen la corriente elctrica, al no existir electrones oiones libres.

Son poco solubles en agua y muy solubles en disolventesapolares, como el tetracloruro de carbono o el benceno. Su dureza es baja, y generalmente se presentan en estado

gaseoso o lquido, y, consecuentemente, con bajos puntos defusin y ebullicin.

Cuando se forman molculas gigantes, como el caso deldiamante, la dureza es muy elevada y los puntos de fusin yebullicin bastante altos.

3. POLARIDAD DE LOS ENLACES. MOMENTO DIPOLAR.

Si los electrones de un enlace estn igualmente compartidos por los dostomos del enlace, el enlace covalente es HOMOPOLAR, NO POLAR oAPOLAR. Es el enlace covalente perfecto o puro, como el de las molculas H2,Cl2, N2,... en los que los dos tomos son idnticos.

Si los tomos unidos son diferentes, los electrones del enlace estndesigualmente compartidos y los electrones estn ms prximos al tomo ms

electronegativo, que queda con una pequea densidad de carga negativa,mientras que el otro tomo queda con una pequea densidad de carga positiva.El enlace es covalente POLAR.

Una molcula diatmica formada por la unin de dos tomos diferenteses siempre covalente polar; la molcula es elctricamente neutra. La polaridadse debe a la distribucin asimtrica de los electrones del enlace.

El Br F, es un ejemplo de molcula polar en la que el tomo de flor alser ms electronegativo que el de cromo, atrae ms a los electrones delenlace. Las molculas de H Cl y de H I son otros ejemplos de molculas

diatmicas polares.

Se origina as, un DIPOLO ELCTRICO, formado por dos cargaselctricas iguales y de signo contrario, + y - separadas por una distancia d

+ -Br F

El dipolo elctrico se caracteriza por su momento dipolar, , que es el

producto de la carga,

, por la distancia que las separa, d: = d


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Cuanto mayor es la diferencia de electronegatividades entre dos tomosunidos, tanto mayor es la polaridad del enlace. Si uno de los tomos es muyelectronegativo, y atrae totalmente los electrones del enlace, y el otro muyelectropositivo, los cede totalmente, se llega a otro tipo de enlace, que es elenlace inico. Entre el enlace covalente puro y el inico puro existen todas las

gradaciones.

Para que una molcula formada por dos tomos sea polar, adems de ladiferencia de electronegatividad por los tomos unidos, debe existir unadisposicin geomtrica adecuada de dichos tomos.

As, por ejemplo, en la molcula de H2O, cada enlace O H es polar y,debido a que la geometra de la molcula no es simtrica, aparece unaPOLARIDAD. Lo mismo ocurre con el NH3.

En cambio, la molcula de CO2, a pesar de cada enlace C=O es polar,

debido a que la molcula es lineal, las dos polaridades se compensan y lamolcula no es polar (APOLAR). La molcula CCl4 tambin es NO POLAR.

La polaridad de los enlaces de una molcula explica muchos aspectosrelacionados con su reactividad qumica. Por ejemplo, los hidrocarburossaturados (metano, etano, propano,...) son muy poco reactivos a temperaturaordinaria, a causa de que el enlace C - C es no polar y a la poca polaridad delos enlaces C H, ya que estos dos elementos tienen electronegatividadesparecidas.

4. ENLACE METLICO:

4.1. Modelo del gas electrnico.

Se va a producir entre metales y va a dar lugar a una red con unempaquetamiento muy compacto. La red est formada por restos positivos endisposicin geomtrica, rodeado de electrones. Los electrones en el enlace

metlico no pertenecen a un tomo determinado, todos ellos son comunes a lared metlica; esto es lo que diferencia del enlace inico.

En el enlace covalente los enlaces son dirigidos, ya que se forman porsolapamiento de orbitales con direcciones privilegiadas, en cambio, el enlacemetlico, no es dirigido, ya que la nube electrnica pertenece a todos los restospositivos. Este modelo se conoce como modelo de gas electrnico o modelode Drude y Lorentz.


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4.2. Propiedades de los metales.

Esta teora nos sirve para explicar algunas propiedades de los metales:

La posibilidad de los electrones en movimiento, nos permite explicarque conduzcan la electricidad y el calor.

Debido al rozamiento de los electrones con los restos positivos,podemos explicar el efecto Joule (manifestaciones calorficas en losfenmenos elctricos).

Son insolubles en agua, ya que no existen cargas separadas comoocurra en el enlace inico.

Existen otras propiedades que no pueden ser explicadas por este modelo, ysera entonces necesario recurrir a otros modelos, como por ejemplo a laTeora de Bandas.

5. FUERZAS INTERMOLECULARES.

5.1. Fuerzas de Van der Waals.

Son fuerzas de carcter elctrico y se deben a interacciones entredipolos que pueden ser permanentes, inducidos y transitorios.

Cuando una molcula es polar, la densidad positiva de carga se orienta loms cerca posible de la densidad negativa de la molcula vecina, lo queimplica una interaccin que aumenta los puntos de fusin y ebullicin de lasustancia en cuestin.

- + - + - + dipolo dipolo

Existe el caso en que interacciona una molcula polar con una apolar,debido a que la molcula apolar sufre una deformacin en presencia de lamolcula polar, formndose un dipolo inducido.

+ - + - dipolo dipolo-inducido

HCl Cl2

Existe un tercer caso en el que interaccionan molculas apolares entre s.

Es debido a que las nubes electrnicas de las molculas apolares seencuentran en continua vibracin; esto implica una pequea separacin entre


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cargas positivas y negativas y se forman dipolos transitorios que interaccionanentre s, originando fuerzas de Van Der Waals.

- + - - + - + dipolo transitorio -dipolo transitorio.Cl2

Las fuerzas de Van der Waals tienen una fortaleza muy inferior a la del enlacecovalente, tanto es as, que su energa es del orden de un 10 % de la delenlace covalente.

Las fuerzas de Van der Waals aumentan, generalmente, con el volumenmolecular, debido a que las molculas se polarizan ms fcilmente cuantomayores sean.

5.2. Puentes de hidrgeno:

Se establecen cuando un tomo de hidrgeno se encuentra enlazadocovalentemente a un tomo muy electronegativo (por ejemplo: N, O, F,...).Cuando se estudian los puntos de ebullicin de los hidruros del grupo deloxgeno, se observa una anomala importante en el caso del agua.

H2O H2S H2Se H2Te

Esta anomala se debe a la capacidad de formacin de enlaces por puentes dehidrgeno entre las molculas de agua. Son enlaces de tipo elctrico, debidos

a la gran diferencia de E.N. entre el oxgeno y el hidrgeno.

- H H

+ O + H H OH H

O

El amoniaco tambin sufre este tipo de interaccin, y es especialmenteimportante en el caso de HF:

+ -

F - H F - H F - H

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