1. 3.- Enlace y moléculas

2. 3.1.- ENLACE IÓNICO – ENLACE COVALENTE
IÓNICO COVALENTE
COVALENTE POLAR

3. ENLACE IÓNICO
ENLACE COVALENTE
NO POLAR POLAR

4. TIPO DE ENLACE Y ELECTRONEGATIDAD

5. 3.2.-TEORÍAS QUE EXPLICAN LA FORMACIÓN DEL ENLACE
COVALENTE Y LA GEOMETRÍA MOLECULAR
OCTETO
ELECTRÓNICO
Lewis
ENLACE-VALENCIA
Heitler-London
ORBITAL
MOLECULAR
Mulliken-Hund
Compartición de
electrones
Solapamiento de O.A.
Formación de O.M.
GEOMETRÍA
Método de repulsión de
electrones de la capa
de valencia
Hibridación de O.A
Orbitales moleculares
TEORÍA

6. 3.3.-TEORÍA DE LEWIS
Átomos
Moléculas Diatómicas
Los átomos forman moléculas porque compartiendo
electrones alcanzan el octeto electrónico

8. En el establecimiento de las estructuras de Lewis es
muy importante tener en cuenta tres aspectos
1.- Asignar cargas formales a los átomos
2.- Valorar la existencia de formas resonantes
3.- Hay átomos que no cumplen la regla del octeto

9. Cargas formales
Para determinar cargas formales sobre los átomos:
Carga
Formal
=
Número e
Capa
valencia
- Número e
Desapareados
+
Mitad e
compartidos

11. Ejercicio: Usar el concepto de carga formal para determinar la estructura de
Lewis más estable para a) CO2 b) N2O
a) Diferentes estructuras de Lewis que satisfacen la regla del octeto
Para cada una de ellas se puede calcular la carga formal de cada átomo:
La carga formal se minimiza
cuando el átomo de carbono se
coloca en el centro y establece
dobles enlaces con los átomos
de oxígeno

12. b) Para el N2O las posibles estructuras de Lewis con cargas formales son
las siguientes:
Se comprueba que las estructuras a) y d) son igual de buenas en cuanto
a las cargas formales, sin embargo, habrá que convenir que la más
importante (contribuye más al híbrido de resonancia) es la d) porque en
ella la carga negativa está situada sobre el átomo de oxígeno, elemento
más electronegativo que el nitrógeno.

13. Resonancia.
No siempre existe una única estructura de Lewis que pueda
explicar las propiedades de una molécula o ión.
A cada una de ellas se le denomina forma
resonante y al conjunto híbrido de resonancia

14. En el caso del ion CO3
2–
, se podrían formar tres
estructuras de Lewis en las que el doble enlace se
forma con cada uno de los átomos de oxigeno, siendo
las tres válidas. Cada una de estas formas contribuye
por igual al la estructura del ion CO3
2–
, siendo la
verdadera estructura una mezcla de las tres.

15. Condiciones para escribir formas resonantes:
1. Para pasar de una forma resonante a otra solamente
puedo mover electrones, nunca átomos.
2. Todas las estructuras resonantes que yo escriba deben ser
estructuras de Lewis válidas.
3. Las estructuras resonantes deben poseer el mismo número
de electrones desapareados.
4. Las estructuras resonantes más importantes son las de
menor energía potencial.

16. Hay incumplimientos de la regla del
octeto
Elementos del tercer periodo como el fósforo se rodean de 10 electrones
Los átomos con número impar de electrones suelen incumplir la regla

17. Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del ión sulfito

18. Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del dióxido de carbono

19. Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del dióxido de azufre

20. Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del ión sulfato

21. Ejercicio: Construir la estructura de Lewis del trifluoruro de boro

22. GEOMETRÍA MOLECULAR: MÉTODO DE REPULSIÓN DE LOS PARES DE
ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA
Los pares de electrones se disponen en torno al átomo central de modo
que se minimicen las repulsiones eléctricas entre ellos
Cuatro pares de e rodeando el
átomo de nitrógeno. Se dirigen
hacia los vértices de un tetraedro
(Geometría electrónica)
Como sólo se enlazan 3 de los 4
pares electrónicos, la forma de la
molécula será piramidal
(Geometría molecular)

23. Dos pares de e enlazados: Molécula lineal
Tres pares de e enlazados: Molécula triangular plana
Cuatro pares de e:
Molécula
tetraédrica
Cuatro enlazados
Molécula piramidal
Tres enlazados
Molécula angular
Dos enlazados
No enlazado-
No enlazado
No enlazado-
Enlazado
Enlazado-
Enlazado
Repulsión
entre pares de
electrones
< <

24. Cinco pares de e enlazados: Molécula bipiramidal
triangular
Seis pares de e enlazados: Molécula bipiramidal cuadrada

25. En cuanto a la geometría molecular, los enlaces múltiples son iguales que los simples

26. 5.- FUERZAS INTERMOLECULARES

27. Fuerzas de Van der Waals Puentes de hidrógeno
Dipolo-Dipolo
permanente
Dipolo-Dipolo
inducido
Fuerzas de
dispersión de
London

28. 5.1. Fuerzas entre dipolos (Van der Waals)
a) Interacciones moleculares
entre moléculas polares.
b) Interacciones moleculares
entre moléculas apolares:
fuerzas de dispersión de
London.

29. Tipo especialmente intenso de enlace dipolo-
dipolo que se produce entre moléculas que
tienen átomos de hidrógeno unidos a átomos
especialmente electronegativos como el oxígeno,
nitrógeno o flúor
5.2. Interacciones moleculares por puente de hidrógeno

30. El agua, los
alcoholes y las
aminas primarias y
secundarias
pueden actuar
cono donantes o
aceptores de
hidrógeno
Los éteres,
aldehidos, cetonas
y ésteres sólo
pueden actuar
como aceptores

31. Efecto de los puentes de hidrógeno sobre la temperatura de ebullición
¿Por qué hay diferencia en los puntos de ebullición?
N CH3
CH3
H3C N CH2CH3
H
H3C N CH2CH2CH3
H
H
pe = 3.5 ºC pe = 37 ºC pe = 49 ºC

32. Es posible reconocer los compuestos con puentes de hidrógeno
gracias a los elevados puntos de ebullición que muestran
Compuesto Fórmula
Masa
molar.
Punto
Ebullición
Punto
Fusión
Dimetiléter CH3
OCH3 46 –24ºC –138ºC
Etanol CH3
CH2
OH 46 78ºC –130ºC
Propanol CH3
(CH2
)2
OH 60 98ºC –127ºC
Dietileter (CH3
CH2
)2
O 74 34ºC –116ºC
Propilamina CH3
(CH2
)2
NH2 59 48ºC –83ºC
Metilaminoetano CH3
CH2
NHCH3 59 37ºC
Trimetilamina (CH3
)3
N 59 3ºC –117ºC
Etilenglicol HOCH2
CH2
OH 62 197ºC –13ºC
Ácido acético CH3
CO2
H 60 118ºC 17ºC
Etilendiamina H2
NCH2
CH2
NH2 60 118ºC 8.5ºC

33. 5.3. Fuerzas intermoleculares y solubilidad
Soluto polar en disolvente polar
Soluto polar en disolvente no polar