30               Departamento de Ciencias y Tecnología               Subsector: Química               Profesor: Carlos Don...
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32Regla del dueto y del octeto       Si hacemos la configuración de Lewis de los gases nobles, encontraremos losiguiente: ...
33Propiedades de los compuestos iónicosLos compuestos iónicos presentan las siguientes propiedades:    Se presentan en es...
34Enlace covalentes      Existen otras sustancias que están constituidas por átomos neutros unidos porun tipo de enlace di...
35Una forma de representar el enlace es, trazando una línea que una los dos electrones. Deesta manera:Esta unión covalente...
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37                                     ;Propiedades de los compuestos covalentes                     El enlace tipo covale...
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44El HF se disocia de una manera más completa que el HBr. Este comportamiento explica,por ejemplo, que el HF sea un ácido ...
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Guía de apoyo nº 6 q1 m 2012 enlace químico y geometría molecular

  1. 1. 30 Departamento de Ciencias y Tecnología Subsector: Química Profesor: Carlos Donoso E. Nivel: Primer año Medio Año: MMXII Guía de Apoyo nº6: Teoría Atómica Objetivos: 1.- Comprenden la importancia del enlace químico y justificar la existencia de distintas clases de enlaces. 2.- Relacionar las propiedades de los compuestos iónicos con las características del enlace iónico. 3.- Conocer la naturaleza del enlace covalente 4.- Utilizar el procedimiento adecuado para presentar las estructuras de Lewis 5.- Utilizar el método de repulsión de pares de electrones para deducir las formulas geométricas de distintas moléculas y iones. 6.- Conocer las propiedades de los metales y los modelos más conocidos de enlace metálico. Enlace Químico y Geometría MolecularDefinición: El enlace químico es la forma en que se unen los átomos cuando forman una molécula.Profundizando el concepto, podríamos decir que el enlace químico es la fuerzaresponsable de la unión estable entre iones, átomos o moléculas que forman lassustancias.Los enlaces químicos podemos clasificarlos en forma general en dos tipos: aquellos queocurren al interior de una misma molécula, llamados intramoleculares y los queinvolucran moléculas diferentes entre sí, llamados intermoleculares.
  2. 2. 31Configuración de Lewis1 La configuración de Lewis es una manera de representar los electrones másexternos de los átomos de cualquier elemento. Fundamentalmente se representanaquellos que pertenecen al último período, es decir, los electrones de valencia.La forma de representarlos es muy sencilla, ya que se usan puntos, formando parejas ypuntos separados, alrededor del símbolo del elemento químico.Es necesario en primer lugar, escribir la configuración del elemento, destacando ladistribución de los electrones de ese último nivel.Ejemplo: Tomemos al Aluminio (13Al): 1s22s22p63s23p1En su último nivel: 3s23p1, hay 3 electrones que se distribuyen como sigue:Llamaremos electrones apareados o antienlazantes, a aquellos electrones que formanparejas, como por ejemplo, los que aparecen el el orbital 3s, del esquema anterior.Llamaremos electrones desapareados o enlazantes a aquellos electrones que seencuentran solos ocupando algún orbital.Entonces, representaremos los dos electrones juntos y el electrón separado, para alAluminio, de la siguiente manera:Nota: No hay ninguna restricción para la ubicación de los puntos alrededor del símbolodel elemento.Veamos otro ejemplo: el Nitrógeno (7N): 1s22s22p3El último nivel es: 2s22p3, por lo tanto, la distribución de esos 5 electrones, en el últimonivel seráDe esa forma, la configuración de Lewis para el Nitrógeno es:1 Gilbert Newton Lewis (1875-1946). Este químico estadounidense hizo muchas contribuciones importantes en lasáreas del enlace químico, la termodinámica, los ácidos y las bases y la espectroscopia. A pesar de la relevancia de sutrabajo, Lewis no fue compensado con el Premio Nobel de Química.
  3. 3. 32Regla del dueto y del octeto Si hacemos la configuración de Lewis de los gases nobles, encontraremos losiguiente: Al observar la configuración de Lewis para cada uno de ellos, vemos que en el casodel Helio, presenta dos electrones apareados, mientras que para los demás, ochoelectrones, en cuatro parejas. Esto es importante dado que los gases nobles son sinónimo de estabilidad para loselementos en la tabla periódica. Todos los elementos buscan parecerse a ellos, cediendo ocaptando electrones. Por lo tanto, no es extraño entender que para la formación deenlace químico buscarán quedar rodeados por dos (en el caso de los enlaces formadospor los elementos de Z más bajo) y por ocho en los demás. Esta última distribución deelectrones debe ser cumplida por los elementos del segundo periodo, pero desde el tercerperiodo en adelante puede ser superada en número (a esto se denomina octetoextendido). Hay que indicar que los elementos del grupo III-A, no alcanzan a cumplircon la regla del octeto y los compuestos que ellos forman presentarán propiedadesinteresantes producto de esta falta.Enlace Iónico Se produce principalmente entre dos elementos con las siguientescaracterísticas: uno de ellos presenta una muy baja electronegatividad, vale decir unatendencia muy baja a captar electrones, por lo tanto, desea deshacerse de ellos. Por otrolado, el otro elemento tiene una muy alta electronegatividad, es decir tiene una muy altatendencia a captar electrones.En general podemos decir, que este tipo de enlace se da entre elementos del Grupo I-A yII-A, con los del Grupo VI-A y VII-A, de la tabla periódica. I-A II-A VI-A VII-A Li Be O F Na Mg S Cl K Ca Se Br Rb Sr Te I Cs Ba
  4. 4. 33Propiedades de los compuestos iónicosLos compuestos iónicos presentan las siguientes propiedades:  Se presentan en estado sólido. Generalmente forman ordenaciones que suelen denominarse redes cristalinas. Presentan diferentes grados de dureza.  Poseen puntos de fusión y ebullición altos.  Son solubles en disolventes polares como el agua  En solución acuosa forman especies cargadas (iones positivos y negativos)  Presentan conductividad eléctrica, tanto en solución acuosa como en estado fundidoDisociación de compuestos iónicos Si un compuesto iónico se disuelve en agua, éste se separará en sus átomosconstitutivos. Pero, como ellos, para formar el enlace, deben estar en su forma iónica,entonces se encontrarán como esas especies atómicas: cationes y aniones.Por ejemplo: NaCl   Na  Cl  H2O K 2S   2K   S2  H2O FeCl3   Fe 3  3Cl  H2OEn forma general, diremos Mn Xm   nMm  mXn   H2OSolvatación El proceso de solubilización de un compuesto iónico se produceporque el agua realiza un proceso llamado solvatación, en que el agua como compuestopolar rodea a cada ión, lo estabiliza y lo separa del contrario. La molécula de agua, es una molécula polar. La importante diferencia de electronegatividades entre el hidrógeno y el oxígeno, hace que los electrones que forman el enlace (enlace de tipo covalente), estén más cercanos al oxígeno y más alejados del hidrógeno, de manera que generan, cargas aparentes positivas y negativas, que se representan por δ+ o δ-. De esta manera, las moléculas de agua se orientarán espacialmenteacercando su cara o lado positivo al anión y su cara o lado negativo, al catión. Formanverdaderas esferas alrededor de cada ion, conocidas como esferas de solvatación.Esquemáticamente lo podemos representar como sigue:
  5. 5. 34Enlace covalentes Existen otras sustancias que están constituidas por átomos neutros unidos porun tipo de enlace distinto al iónico: el enlace covalente. Los átomos enlazados de estaforma suelen constituir entidades discretas que denominamos moléculas. En el caso de la formación de un enlace covalente, los átomos que participan en él,tienen electronegatividades semejantes. Por lo tanto, no puede haber donación yrecepción de electrones. Vale decir, no habrá un átomo que ceda su electrón y otro que locapte, formando de esa manera iones. Por el contrario, la única salida posible es lacompartición de electrones, es decir, los electrones de valencia, fundamentalmente losdesapareados o enlazantes, de cada uno, son compartidos por ambos átomos. Podemos dar una definición más resumida diciendo que el enlace covalenteconsiste en la unión de dos átomos que comparten uno o más pares de electrones.Ejemplo: El Flúor forma una molécula diatómica que se mantiene unida por unenlace covalente. VeamosLa configuración del Flúor (9F) es 1s22s22p5. El último nivel tiene 2s22p5, luego ladistribución de los electrones en el último nivel esY la representación por configuración de Lewis seráDe esta manera, ambos flúor van a compartir el electrón desapareado, formando unenlace covalenteImportante: al contar la cantidad de electrones de cada átomo de Flúor, veremos quecumple con la regla del octeto. Es decir, cada átomo está rodeado por 8 electrones.
  6. 6. 35Una forma de representar el enlace es, trazando una línea que una los dos electrones. Deesta manera:Esta unión covalente la llamaremos enlace covalente simple. La compartición de dos pares de electrones entre dos átomos se denomina enlacedoble, mientras que la compartición de tres pares de electrones se denomina enlacetriple. Veamos algunos ejemplosEl Carbono (6C), tiene la siguiente configuración electrónica: 1s 22s22p2 y la del Oxígeno(8O): 1s22s22p4. Usaremos la configuración del nitrógeno, que ya fue mostrada másarriba.La representación de los electrones del último nivel, así como la configuración de Lewispara todos ellos esEntonces, podemos formar los siguientes compuestos covalentes: CO, CO 2, N2.Estructura de Lewis de las moléculas poliatómicas La confección de las estructuras de Lewis de una molécula poliatómica requiereun proceso sencillo a partir de la configuración electrónica de los átomos que participan.El átomo central suele ser el elemento más electronegativo, es decir, el que necesitamás electrones para completar su nivel de valencia.
  7. 7. 36Ejemplo: Determinemos la estructura de la molécula del ácido nítrico HNO 3.a.- Comenzamos por designar el átomo central, el nitrógeno, y colocar alrededor de él losátomos de oxígeno. Luego, a uno de estos últimos se enlazará el hidrógeno.b.- Previamente hemos determinado la configuración de Lewis para cada uno de ellos ycompletamos el diagrama anterior incorporando esos electrones y ubicándolos de talmanera que se de la posibilidad de la formación de los enlaces. No olvidar que cadaenlace está formado por un electrón aportado por cada átomo.c.- Una vez determinada la distribución de los átomos en la molécula, los tipos de enlacey los pares no enlazantes, podemos representar el resultado de cualquiera de lassiguientes maneras:Enlace covalente dativo o coordinado o semipolar En ciertos casos la compartición de electrones se realiza de tal modo que sólo unode los átomos aporta los electrones de enlace. Se conoce entonces como enlacecoordinado, dativo o semipolar. Una de las razones para que este enlace se presenteentre dos átomos es que uno de ellos no tenga suficientes electrones para cumplir con laregla del octeto. El otro átomo, que tiene que tener su octeto completo, le entregaelectrones para que pueda cumplirlo.Cuando se desea resaltar esta unión, se reemplaza la línea que representa al enlace poruna flecha dirigida desde el dador al aceptor de electrones.Ejemplo: las moléculas de SO2, SO3 tienen estas estructuras. Así también se presentanen la formación del ion hidronio (H3O+), del ion amonio (NH4+) y la reacción entre ácidosde Lewis (Ejemplo: AlCl3, BF3) y bases de Lewis (Ejemplo: NH3), entre otros.
  8. 8. 37 ;Propiedades de los compuestos covalentes El enlace tipo covalente se produce entre elementos que presentanelectronegatividades semejantes, llamados también elementos no metálicos (Oxígeno,Carbono, Hidrógeno, Nitrógeno, etc.) Si los dos átomos del enlace son idénticos o tienen electronegatividades similares,se dice que el enlace es covalente apolar (no polar). Si los átomos enlazados tienenelectronegatividades diferentes, los electrones no son compartidos por igual entre los dosátomos y el enlace es considerado covalente polar.Entre las propiedades de esta clase de compuestos se tiene:  Los compuestos covalentes suelen presentarse en los tres estados de la materia, por lo tanto, sus puntos de fusión y ebullición no son muy elevados.  Todos los gases que conocemos con covalentes (excepto los gases nobles) y todos los líquidos conocidos son covalentes, con la excepción del metal líquido Mercurio.  La solubilidad de estos compuestos es elevada en disolventes apolares.  Son malos conductores de la electricidad, incluso aislantes de ésta.  Excepcionalmente, los sólidos covalentes macromoleculares tienen altos puntos de fusión y ebullición, son duros, malos conductores del calor y la electricidad y, en general, insolubles.Momento dipolar Como sabemos, en el enlace polar uno de los dos átomos, por ser máselectronegativo que el otro, desplaza hacia él la carga electrónica compartida.Ejemplo: La molécula del ácido clorhídrico HClLa polaridad de un enlace puede medirse evaluando su carácter iónico parcial a partir dela diferencia de electronegatividad de los dos elementos.El carácter iónico parcial de un elemento aumenta con la diferencia deelectronegatividad de los elementos enlazados.La medida cuantitativa de la polaridad de los enlaces covalentes se hace mediante lamagnitud denominada momento dipolar.
  9. 9. 38 El momento dipolar  es una magnitud vectorial cuyo módulo  se define como elproducto de la distancia d que separa las dos cargas de igual magnitud y de signocontrario por el valor absoluto Q de una de estas cargas. Su sentido es desde la cargapositiva a la negativa.   QdLa unidad de  es el debye, D, siendo 1D = 3.34·10-30 [C·m]Enlace metálico Los elementos metálicos que constituyen la mayoría de los elementos conocidos,presentan unas propiedades físicas características, muy diferentes de las propiedades delas sustancias iónicas o de las covalentes. Ello es debido al tipo de enlace entre susátomos: el enlace metálico. El enlace metálico es la fuerza de unión existente entre los átomos de los metales,a la que deben su estabilidad y propiedades las redes cristalinas metálicasA temperatura y presión ambiente, los metales se presentan formando cristales quesuelen pertenecer a uno de estos tres tipos de estructura: cúbica centrada en el cuerpo,cúbica centrada en las caras y hexagonal compacta.Para explicar en qué consiste el enlace metálico, hay dos teorías. Una de las primerasintentó explicar las características del enlace metálico imaginando que los electronesmás externos del metal se comportaban como una nube de electrones. La otra teoría,más moderna, utiliza los conocimientos de la mecánica cuántica para explicar cómo seproduce el enlace. La primera se denomina modelo de la nube electrónica y la segundacorresponde a la modelo de bandas.Modelo de la nube electrónica La red cristalina metálica está formada por iones del metal, es decir, átomos quehan cedido sus electrones de valencia. Estos están deslocalizados en el conjunto delcristal y disponen de libertad de desplazamiento a través de huecos existentes entre losiones; constituyen la denominada nube electrónica.
  10. 10. 39La estabilidad de la red cristalina es debida a la interacción entre los iones metálicos y lanube de electrones deslocalizados.Modelo de Bandas La aplicación de la mecánica cuántica al modelo de nube electrónica proporcionóun nuevo modelo, el modelo de bandas, que interpreta la conductividad eléctrica de losmetales de manera interesante.Supongamos, por ejemplo, un cristal de magnesio que contiene un mol de átomos, esdecir NA átomos (NA es el número de Avogadro), o lo que es lo mismo 6.02·10 23 átomos demagnesio.Si interaccionan NA orbitales 3s, se producirán NA orbitales moleculares (un orbitalmolecular es la unión de dos orbitales atómicos). Estos tienen valores de energía muypróximos y forman una banda de energía. En el caso del magnesio, esta banda estállena, ya que el mol de átomos proporcionó 2·NA electrones de valencia, todos los quepuede admitir dicha banda.Pero los 3 orbitales atómicos3p, vacíos, tambiéninteraccionan y forman unabanda de 3·NA orbitalesmoleculares. Como los orbitalesatómicos 3s y 3p tienenenergías próximas, las bandasformadas contienen 4·NAorbitales y sólo 2·NA electrones,se superponen.Al aplicar un campo eléctrico,los electrones de la banda llena3s saltan a orbitales vacantesde la banda vacía 3p, que seconstituye en bandaconductora.
  11. 11. 40Así, según el grado de llenado de las bandas de valencia y su diferencia energética,podemos encontrar tres situaciones: metales conductores, metales semiconductores yaislantes. Poseen bandas de valencia parcialmente llenas o llenas superpuestas a bandas vacías. En ambos casos se necesita muy Metales poca energía para que los electrones de los orbitales llenos salten a Conductores orbitales vacíos más energéticos. Estos electrones pueden moverse por todo el metal constituyéndola corriente eléctrica. Es el caso, por ejemplo, del magnesio. Tienen bandas de valencia llenas que no se superponen a las bandas vacías. Pero la diferencia energética es tan pequeña que Metales basta una mínima elevación de la temperatura para excitar los Semiconductores electrones de más energía a la banda de conducción vacía. Así sucede, por ejemplo, en el silicio y el germanio. La diferencia de energía entre las bandas de valencia llena o Aislantes parcialmente llena y las vacías es tan grande, por lo que el paso de los electrones de una a otra no es posible.Propiedades de los metales Los metales muestran unas propiedades características diferentes de las queaparecen en los compuestos iónicos y en las sustancias covalentes. Esto es consecuenciade su peculiar tipo de enlace.Entre estas propiedades pueden destacarse las siguientes:  Puntos de fusión y ebullición elevados, en general, siendo especialmente altos en los metales de transición y bastantes más bajos en los metales alcalinos y alcalinotérreos.  Alta conductividad eléctrica en estado sólido, por lo que se denominan conductores de primera especie. Ello se debe a la movilidad de sus electrones de valencia.  Alta conductividad térmica.  Buenas propiedades mecánicas, como ductilidad, maleabilidad y tenacidad, tanto de los metales puros como de sus aleaciones. A causa de estas propiedades sus aplicaciones técnicas son variadísimas.  La densidad es, en general, elevada, especialmente en los metales de transición, como consecuencia de sus estructuras compactas.Estereoquímica Es la parte de la química que se preocupa de la forma tridimensionalde las moléculas. Las moléculas y los iones poliatómicos muestran una forma geométrica definidaque depende de la posición que los átomos adoptan en el espacio. Las estructuras deLewis no describen por sí mismas estas formas pero pueden determinarse con granaproximación a partir de dichas estructuras mediante el método de repulsión de paresde electrones del nivel de valencia, RPENV. Los pares de electrones enlazantes y los libres que rodean al átomo central seorientan de tal modo que se alejan entre sí lo suficiente para que las repulsiones entreellos sean las mínimas. La orientación adoptada determina la geometría molecular.
  12. 12. 41Moléculas cuyo átomo central sólo tiene pares enlazantesDesignaremos con la letra A, al átomo central de la molécula, y con la letra B, losátomos que se enlazarán al átomo central. Ángulo Tipo de Pares Forma Nombre de Molécula de molécula enlazantes Geométrica La geometría enlace AB2 BeCl2 2 180° Lineal AB3 BF3 3 120° Trigonal plana AB4 CH4 4 109.5° Tetraédrica 90° y Bipirámide AB5 PCl5 5 120° trigonal AB6 SF6 6 90° OctaédricaMoléculas cuyo átomo central tiene pares enlazantes y libres En este tipo de moléculas, los pares libres no forman enlaces, pero ocupan unlugar en el espacio alrededor del átomo central, que debe tomarse en consideración paradeterminar la geometría de la molécula. Vamos a identificar la cantidad de pares noenlazantes, usando la letra E.
  13. 13. 42 Distribución deTipo de Pares Pares no los pares Formamolécul Molécula enlazantes enlazantes enlazantes y Geométrica a no enlazantesAB2E SO2 2 1 Angular Trigonal planaAB2E2 H2O 2 2 Angular TetraédricaAB3E NH3 3 1 Piramidal trigonal TetraédricaAB3E2 BrF3 3 2 Bipirámide Trigonal plana trigonalAB4E SF4 4 1 Bipirámide Pirámide trigonal trigonalAB2E3 ICl2 2 3 Bipirámide trigonal Lineal
  14. 14. 43El enlace químico y la electronegatividad Recordemos que la electronegatividad es la tendencia que presenta un átomo deun elemento de captar electrones. En 1939 Linus Pauling estableció una escalaarbitraria de electronegatividades, asignando al átomo más electronegativo, el de flúor, elvalor 4.0 y, a partir de él, el de todos los demás.La característica del enlace que une dos átomos, se puede relacionar con la diferencia deelectronegatividades de los elementos involucrados en su formación.Esta relación es la siguiente: Si ΔEN > 1.9, el enlace será de tipo iónico Si 0 < ΔEN  1.9, el enlace será de tipo covalente polar Si ΔEN = 0, el enlace covalente es de tipo apolarA pesar que el enlace covalente es un enlace en el cual los átomos que lo forman estáncompartiendo sus electrones, la mayor electronegatividad de uno de ellos hace que lanube electrónica se distorsione desplazándose hacia el átomo más electronegativo. Estohará que, pese a ser un enlace covalente polar, presente algún grado de ionicidad.Esto se puede calcular en forma de porcentaje, con la siguiente relaciónfisicomatemática: %ionicidad  (1  e0.25(ENA ENB ) )  100 2Por ejemplo, para el compuesto HF, tenemos que ENH = 2.1 y la ENF = 4.0. El % deionicidad es %ionicidad  (1 e0.25(2.14.0) )  100  59.4% 2mientras que, para el HBr, cuya ENBr = 2.8, dicho valor es: %ionicidad  (1 e0.25(2.12.8) )  100  11.5% 2Dado que una de las características de los compuestos iónicos es la capacidad dedisociarse en solución acuosa, la conclusión que nos dan estos valores es la siguiente:
  15. 15. 44El HF se disocia de una manera más completa que el HBr. Este comportamiento explica,por ejemplo, que el HF sea un ácido más fuerte que el HBr.Fuerzas intermoleculares Podemos clasificar estas fuerza en dos tipos: Fuerzas de Van der Waals y deEnlace de Hidrógeno (o Puente de hidrógeno). Todas ellas son fuerzas de interacciónelectrostática.Fuerzas de Van der Waals  Fuerzas dipolo-dipolo: Son fuerzas atractivas que aparecen entre dipolos eléctricos formados por moléculas polares. Cuanto mayor es el momento dipolar de las moléculas, mayor es la fuerza atractiva.  Fuerzas dipolo-dipolo inducido: Las moléculas polarizadas próximas a las moléculas o átomos neutros no polares pueden provocar en éstos un desplazamiento de la carga electrónica transformándolos en dipolos inducidos. Entre el dipolo permanente y el dipolo inducido aparece una débil fuerza atractiva.Recordemos con el siguiente esquema el proceso general de inducciónAcercamos un cuerpo cargado a una esfera metálica eléctricamente neutra (sin tocarlanunca). Lentamente, la esfera al sentir la presencia de una carga (en este caso positiva),comienza a reordenar sus propias cargas de manera de oponer una superficie cargadanegativamente. Si alejamos el cuerpo cargado, se vuelven a ordenar las cargas en laesfera alcanzando nuevamente la neutralidad.Si mantenemos el cuerpo cargado (barra) cerca de la esfera, la polarización se mantiene.
  16. 16. 45Si llevamos este comportamiento a una molécula que es dipolar acercándose a unamolécula o átomo neutro, el comportamiento será similar. La molécula dipolar, al acercaruno de sus polos al átomo o molécula neutra, la polarizar  Fuerzas de dispersión (de London): Son las fuerzas atractivas que aparecen entre moléculas no polarizadas. Por ejemplo, entre las moléculas de O2, las de N2 y otras.La existencia de estas fuerzas se explica admitiendo que en un momento dado lamolécula no polar experimenta un ligero desplazamiento de la carga electrónicaformándose un dipolo instantáneo. La distribución de la carga electrónica cambiarápidamente, de modo que el momento dipolar promedio es nulo. Pero el dipoloinstantáneo puede polarizar otra molécula cercana formándose un dipolo inducido. Atemperaturas bajas, la atracción entre dipolos mantiene las moléculas en estado líquidoo sólido.Enlace de Hidrógeno Se denomina enlace de hidrógeno a un tipo especial de interacción electrostáticadipolo-dipolo que tiene lugar entre un átomo de hidrógeno que forma un enlace covalentemuy polarizado y un átomo de pequeño tamaño y muy electronegativo, como el F, O ó elN.El efecto del enlace de hidrógeno sobre los átomos próximos es un acercamiento de éstos.Las energías medias de enlace dehidrógeno son bajas. Por ejemplo,la energía del enlaceintermolecular O - - - H en elagua es del orden de 20 kJ/mol,mientras que la del enlacecovalente O—H es del orden de460kJ/mol. Sin embargo, sonbastante más altas que lasinteracciones dipolo-dipolonormales, lo que se traduce enque las sustancias que poseenenlaces de hidrógeno tienenpuntos de fusión y ebulliciónanormalmente altos.

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