atomos configuracion y enlaces quimicos
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definiciones y conceptos sobre los átomos y enlacesTRANSCRIPT
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.