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Carga formal
Calcular la carga formal de cadauna de las siguientes moleculas
ENLACE COVALENTE COORDINADO Un enlace covalente coordinado es unenlace formado cuando ambos electrones delenlace son dona...
• Un ejemplo de este tipo de enlace es la unión entre O y S,  formando el dióxido de azufre, en donde el S cede su par  de...
GEOMETRIA MOLECULAR• La geometría molecular de una molécula esla disposición de los átomos en el espacio.•El tamaño,y la f...
Teoría de RPENV• La disposición gemétrica de los átomos enmoléculas y iones puede predecirse pormedio de la teoría de repu...
Molécula   Estructura   Enlaces     Pares       Geometría            de Lewis              solitarios    molecular BeCl2  ...
POLARIDAD DE LAS     MOLECULAS• La geometría de una molécula y la polaridadde sus enlaces determinan juntas ladistribución...
• La polaridad de una molécula la indicamos por su momento  dipolar, que mide la separación de cargas en la molécula. El  ...
• ejemplo, los momentos dipolares de CF4 (m = 0 D) y CF3H (m = 1.60 D).  Ambos tienen la misma forma molecular con sus áto...
Diamante   Grafito
Solidos Cristalinos• Los iones en los compuestos iónicos se ordenan  regularmente en el espacio de la manera más  compacta...
• Las redes de Bravais sirven para especificar la forma en• que átomos o grupos de ellos (llamados bases), se ordenan• per...
• Conceptos sobre materiales cristalinos:• ������Estructuracristalina. Es la forma geométrica como átomos,  moléculas o io...
• NaCl (cúbica centrada en las caras para  ambos iones)   • Índice de coord. para ambos iones = 6• CsCl (cúbica para ambos...
SÓLIDOS CRISTALINOS• Celda cúbica simple (sc)   • Ejemplos : α-Po, Hg
SÓLIDOS CRISTALINOS• Celda cúbica simple (sc)                             Cúbica simple                             Nº de ...
SÓLIDOS CRISTALINOS• Celda cúbica centrada en el cuerpo (bcc)   • Ejemplos: Fe, Cr, Mo, W, Ta, Ba
SÓLIDOS CRISTALINOS          • Celda cúbica centrada en el cuerpo (bcc)                                          Cúbica ce...
SÓLIDOS CRISTALINOS• Celda cúbica centrada en las caras (fcc) (Empaquetamiento compacto ABC)
SÓLIDOS CRISTALINOS• Celda cúbica centrada en las caras (fcc)   • Ejemplos: NaCl
SÓLIDOS CRISTALINOS• Celda cúbica centrada en las caras (fcc)  4r   a
SÓLIDOS CRISTALINOS• Celda hexagonal compacta (hc) (Empaquetamiento compacto ABA)
SÓLIDOS CRISTALINOS• Celda hexagonal compacta (hc)   • Ejemplos: Be, Mg, Zn, Cd, Ti
SÓLIDOS CRISTALINOS• Celda hexagonal compacta (hc)                                    Hexagonal (h.c.):                   ...
ENLACE METALICO• Los átomos de los metales se unen mediante el denominado  enlace metálico. Los átomos que constituyen los...
• Lo forman los metales y es un enlace  bastante fuerte.• Se comparten los e de valencia  colectivamente.• Una nube electr...
ENLACE METALICO•   Las condiciones que un átomo debe tener para formar un enlace    metálico son:1. Baja energía de ioniza...
ENLACE METALICO•   Los electrones de estos elementos pueden ubicarse en dos    estados energéticos principales:1. Banda de...
ENLACE METALICO2. La banda de conducción.   En este modelo, la red metálica está formada por iones positivos   fijos.  Los...
ATRACCIONES      MOLECULARESSe refieren a las interacciones entre partículasindividuales (átomos, moléculas o iones)consti...
UNIONESINTERMOLECULARESINTERACCION DIPOLO - DIPOLOPUENTES DE HIDRÓGENOFUERZAS DE DISPERSION DE LONDON
H2O      H2 + O2      H=920 KJ H2O (l)   H2O (g)       H=40.7 KJ
INTERACCIONES DEL TIPO ION -ION de atracción entre dos iones con cargas opuestas es • La energía  directamente proporciona...
INTERACCIONES DEL TIPO ION -ION• A temperaturas suficientemente altas los sólidos iónicos se funden,  a medida que la cant...
INTERACCIONES DEL TIPODIPOLO - DIPOLO• Las moléculas covalentes polares presentan interacciones de  tipo permanente dipolo...
INTERACCIONES DIPOLO - DIPOLO Se presentan entre moléculas de compuestos polares, debido a la atracción que ejerce el polo...
INTERACCIONES DEL TIPODIPOLO - DIPOLO• La energía de interacción promedio dipolo - dipolo son  aproximadamente de 4 KJ por...
INTERACCIONES DIPOLO - DIPOLO       +       -         +           -       I ---- Cl . . . . I ---- Cl       +       -     ...
FUERZAS DE DISPERSIONDE LONDON Se presentan en todo tipo de moléculas en fase condensada, pero son demasiado débiles y, po...
FUERZAS DE DISPERSIONDE LONDON  Estas fuerzas tienen su origen en la posibilidad que poseen las  nubes electrónicas de las...
FUERZAS DE DISPERSIONDE LONDON  Las fuerzas de London hacen referencia a  moléculas no polares, cómo:          CO2 ; N2 ; ...
EL ENLACE DE HIDROGENOSe ha encontrado que en varios compuestos , el hidrógeno seencuentra entre dos átomos, formando entr...
EL ENLACE DE HIDROGENO                       Puentes de hidrógeno       F- . . . . H+                      F-  H+         ...
EL ENLACE DE HIDROGENO  hielo          agua
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  1. 1. Energía de red (reticular) en los compuestos iónicos ( Hu o U) Es la cantidad de energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso.  Ejemplo: En el caso de la formación de NaCl la Er corresponde a la reacción: Na+ (g) + Cl– (g) NaCl (s) ( Hu < 0) Es difícil de calcular por lo que se recurre a métodos indirectos aplicando la ley de Hess. Es lo que se conoce como ciclo de Born y Haber.
  2. 2. Ciclo de Born-HaberLa reacción global de formación de NaCl es:Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s) ( Hf = –411,1 kJ)que puede considerarse suma de las siguientes reacciones: Na (s) Na (g) ( Hsubl = +107,8 kJ) ½ Cl2 (g) Cl (g) (½ Hdis= +121,3 kJ) Cl (g) Cl– (g) (ΔHAE = –348,8 kJ) Na (g) Na+ (g) (ΔHEI = +495,4 kJ) Na+ (g) + Cl– (g) NaCl (s) ( Hu = ?) Hu = Hf – ( Hsubl + ½ Hdis + AHAE + AHEI) Hu = –411’1 kJ – (107’8 kJ + 121’3 kJ –348’8 kJ + 495’4 kJ) = –786’8 kJ
  3. 3. electronegatividad H Elemento más2.1 electronegativo Li Be B C N O F1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0Na Mg Al Si P S Cl0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br0.8 1.0 1.3 1.5 1.6 1.6 1.5 1.8 1.8 1.8 1.9 1.6 1.6 1.8 2.0 2.4 2.8Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I0.8 1.0 1.2 1.4 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 1.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At0.7 0.9 1.1 1.3 1.5 1.7 1.9 2.2 2.2 2.2 2.4 1.9 1.8 1.8 1.9 2.0 2.2Fr Ra Ac Th Pa U Np – Lw0.7 0.9 1.1 1.3 1.5 1.7 1.3Elemento menos electronegativo
  4. 4. electronegatividadCapacidad que tiene un átomo de atraer electrones comprometidos enun enlace.Los valores de E.N. Son útiles para predecir el tipo de enlace que sepuede formar entre átomos de diferentes elementos
  5. 5. electronegatividad determina El tipo de enlace que Átomos iguales puede darse entre Átomos diferentes En los cuales En los cuales La diferencia de E.N. La diferencia de E.N. Cero Diferente de cero y el enlace es y el enlace puede serCovalente puro o no polar covalente polar iónico ejemplo. Diferencia de E.N. Diferencia de E.N. H2; Cl2; N2 Entre 0 y 1,7 mayor que 1,7
  6. 6. COMPUESTOS IÓNICOS COMPUESTOS COVALENTES1. Son sólidos con punto de 1. Son gases, líquidos ofusión altos (por lo general, > sólidos con punto de fusión bajos400ºC) (por lo general, < 300ºC)2.Muchos son solubles en 2.Muchos de ellos son insolublesdisolventes polares, como el agua.. en disolventes polares.3.La mayoría es insoluble en 3.La mayoría es soluble endisolventes no polares, como el disolventes no polares, como elhexano C6H14. hexano C6H14.4. Los compuestos fundidos 4. Los compuestos líquidos oconducen bien la electricidad fundidos no conducen laporque contienen partículas móviles electricidad.con carga (iones) 5.Las soluciones acuosas suelen ser5.Las soluciones acuosas conducen malas conductoras de la electricidadbien la electricidad porque porque no contienen partículas concontienen partículas móviles con carga.carga (iones).
  7. 7. Enlace covalente:Cuando un átomo no tiene 8 electrones en su última capa los puede obtenercompartiendo con otro. Se da un enlace covalente.El enlace covalente se debe a la compartición de electrones, que experimentansimultaneamenteatracciones de aproximadamente la misma magnitud, por dos omás átomos, la cual rebaja la energía y hace, por consiguiente, que el sistemaresultante sea más estable que los átomos por separado.Toda teoría del enlace covalente debe ser capaz de explicar tres aspectos fundamentalesdel mismo:* Las proporciones en que los átomos entran a formar parte de la molécula y el númerototal de átomos de ésta.* La geometría de la molécula.* La energía de la molécula.
  8. 8. Representaciones de Lewis Se dibujan solo los electrones de valencia Los electrones se representan por puntos o aspas (cruces) Se debe procurar que se encuentren en parejas (pares electrónicos) El número de pares por los que se opte debe ser compatible con la valencia Se disponen alrededor del átomo según la TRPEV
  9. 9. Regla del Octeto 1. Contar todos los electrones de valencia que cada átomo aporta a la molécula. 2. Si la especie es iónica se quitan o ponen los correspondientes. 3. Se distribuyen los electrones restantes en pares. 4. Si se precisan enlaces múltiples estos se asignan a los elementos de mayor valencia. 5. El Hidrogeno y el oxigeno ocupan la posición terminal no central.
  10. 10. Estructuras de Lewis: ejemplos Para escribir una estructura de Lewis se siguen...Ejemplo- dióxido de carbono CO2  Paso 1- Escribir la estructura fundamental mediante símbolos químicos. El átomo menos Electronegativo en el centro. H y F ocupan siempre posiciones terminales O C O  Paso 2- Calcular nº total de electrones de valencia C: [He]2s22p2 1 carbono x 4 electrones = 4 O: [He]2s22p4 2 oxígeno x 6 electrones = 12 número total de e- = 16 8 pares de electrones
  11. 11. Estructuras de Lewis: ejemplosEjemplo CO2  Paso 3- Dibujar enlace covalente sencillo por cada dos átomos. Completar el octeto de los átomos enlazados al central: Hemos colocado O C O todos los electrones (8 pares) y el C no tiene completo su octeto  Paso 4- Agregar dobles o triples enlaces hasta completar el octeto del átomo central: Estructura de Lewis O C O del CO2
  12. 12. Estructuras de Lewis: ejemplosEjemplo- amoniaco NH3 Paso 1- Paso 2- H N H N: [He]2s22p3 5 e- del Nitrógeno H: 1s1 3 e- de los Hidrógenos H número total de e- 8 e- 4 pares de e-  Paso 3- N completa su octeto H N H H tiene su capa completa con 2 electrones H
  13. 13.  Los pares de enlace que no forman parte del enlace se denominan pares libres (no enlace) Tipos de enlace:  Sencillo (1 par de d electrones) H2  Doble (2 pares de electrones) O2  Triple (3 pares de electrones) N2 F + F F F Pares libres Par enlace• Los enlaces covalentes pueden representarse a partir de los símbolos de Lewis de los elementos participantes: Cl + Cl Cl Cl• Cada par de electrones de enlace se puede reemplazar por una línea: H H O H N H Cl Cl H F H C H H H H
  14. 14. CARGA FORMAL La carga formal es un medio para contabilizarlos electrones de valencia. Para determinar la carga formal en cualquierátomo de una molécula o ion, se asigna electronesal átomo en la forma siguiente: Determinar electrones enlazantes, se dividen porigual entre los átomos que forman los enlaces. Determinar los electrones no enlazantes yasignarlos al átomo al cual pertenecen.
  15. 15. Carga formal
  16. 16. Calcular la carga formal de cadauna de las siguientes moleculas
  17. 17. ENLACE COVALENTE COORDINADO Un enlace covalente coordinado es unenlace formado cuando ambos electrones delenlace son donados por uno de los átomos. Consiste en la compartición de un par deelectrones, proveniente del mismo átomo.Ejemplo: O H O S O H O
  18. 18. • Un ejemplo de este tipo de enlace es la unión entre O y S, formando el dióxido de azufre, en donde el S cede su par de electrones al O. O O S O
  19. 19. GEOMETRIA MOLECULAR• La geometría molecular de una molécula esla disposición de los átomos en el espacio.•El tamaño,y la forma (geometría) de unamolécula permiten predecir la polaridad de lamolécula y por lo tanto sus propiedadesfísicas y químicas.• La forma global de una molécula estádeterminada por sus ángulos de enlace, queson los ángulos formados por las líneas queunen los núcleos de los átomos de lamolécula.
  20. 20. Teoría de RPENV• La disposición gemétrica de los átomos enmoléculas y iones puede predecirse pormedio de la teoría de repulsión del parelectrónico del nivel de valencia (RPENV).• Los pasos para predecir geometríasmoleculares con el modelo RPENV son:1.-Dibujar la estructura de Lewis2.-Contar el número total de pares deelectrones que rodean al átomo central yacomodarlos de modo tal que se minimicen
  21. 21. Molécula Estructura Enlaces Pares Geometría de Lewis solitarios molecular BeCl2 2 0 lineal AB2 BF3 3 0 triangular plana AB3 CH4 4 0 Tetraédrica AB4 PCl5 5 0 bipirámide trigonal AB5 SF6 6 0 octaédrica AB6 SnCl2 2 1 Angular NH3 3 1 pirámide trigonal
  22. 22. POLARIDAD DE LAS MOLECULAS• La geometría de una molécula y la polaridadde sus enlaces determinan juntas ladistribución de las densidades de cargas en lasmoléculas.• Un extremo de una molécula polar tiene unadensidad de carga negativa y el otro unapositiva. Las moléculas no polares carecen detal polaridad. H--- F
  23. 23. • La polaridad de una molécula la indicamos por su momento dipolar, que mide la separación de cargas en la molécula. El momento dipolar, se define como el producto de la carga Q y la distancia r entre las cargas: µ= Q x rQ se refiere solo a la magnitud de la carga y no a su signo, por loque siempre es positiva. Los momentos de Peter Debye dipologeneralmente se expresan en unidades Debye (D), asídenominadas en honor.• Moléculas polares• Uno o más átomos terminales diferentes de los otros, o• Los átomos terminales no están dispuestos simétricamente.
  24. 24. • ejemplo, los momentos dipolares de CF4 (m = 0 D) y CF3H (m = 1.60 D). Ambos tienen la misma forma molecular con sus átomos dispuestos tetraédricamente alrededor de un átomo de carbono central. Todos los átomos de flúor terminales son iguales en el CF4, así que tienen las mismas cargas parciales. En cambio, los átomos terminales del CF3H no son todos iguales; el F es más electronegativo que el H, lo que hace que el dipolo del enlace C¾F tenga una carga negativa parcial más grande que el de C¾H. Por consiguiente, el CF4 es una molécula no polar y el CF3H es polar.
  25. 25. Diamante Grafito
  26. 26. Solidos Cristalinos• Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de la manera más compacta posible.• Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio.• La geometría viene condicionada por el tamaño relativo de los iones y por la neutralidad global del cristal.• Índice de coordinación: • Es el número de iones de signo opuesto que rodean a un ion dado”. • Cuanto mayor es un ion con respecto al otro mayor es su índice de coordinación.
  27. 27. • Las redes de Bravais sirven para especificar la forma en• que átomos o grupos de ellos (llamados bases), se ordenan• periódicamente en el espacio.• Según la distribuición espacial de los átomos, moléculas o iones, los materiales sólidos pueden ser clasificados en:• ������Cristalinos: compuestos por átomos, moléculas o iones organizados de una forma periódica entres dimensiones. Las posiciones ocupadas siguen una ordenación que se repite para grandes distancias atómicas (de largo alcance).• ������Amorfos: compuestos por átomos, moléculas o iones que no presentan una ordenación de largo alcance. Pueden presentar ordenación de corto alcance.
  28. 28. • Conceptos sobre materiales cristalinos:• ������Estructuracristalina. Es la forma geométrica como átomos, moléculas o iones se encuentran espacialmente ordenados.• ������Átomos o iones son representados como esferas de diametro fijo.• ������Reticulado: Arreglo tridimensional de puntos en el que cada punto tiene los mismos vecinos.• ������Celda unitaria: Es el menor grupo de átomos representativo de una determinada estructura cristalina.• ������Número de Coordinación :el numero de átomos que tocan a otro en particular, es decir el numero de vecinos mas cercanos, indica que tan estrechamente están empaquetados los átomos.• ������Parámetro de Red :Longitudes de los lados de las celdas unitarias y los ángulos entre estos lados.
  29. 29. • NaCl (cúbica centrada en las caras para ambos iones) • Índice de coord. para ambos iones = 6• CsCl (cúbica para ambos iones) • Índice de coord. para ambos iones = 8• CaF2 (cúbica centrada en las caras para el Ca2+ y tetraédrica para el F– ) • Índice de coord. para el F– = 4 • Índice de coord. para el Ca2+ = 8 F Ca2+
  30. 30. SÓLIDOS CRISTALINOS• Celda cúbica simple (sc) • Ejemplos : α-Po, Hg
  31. 31. SÓLIDOS CRISTALINOS• Celda cúbica simple (sc) Cúbica simple Nº de coordinación:6 Átomos por celda: 8 vértices*1/8 =1 Relación entre la longitud de arista y el radio del átomo: 2r = a Eficacia del empaquetamiento: 52% r Vocupado 4 3 r3 4 3 r3 0.52 Vcelda a3 ( 2r ) 3 6 a
  32. 32. SÓLIDOS CRISTALINOS• Celda cúbica centrada en el cuerpo (bcc) • Ejemplos: Fe, Cr, Mo, W, Ta, Ba
  33. 33. SÓLIDOS CRISTALINOS • Celda cúbica centrada en el cuerpo (bcc) Cúbica centrada en el cuerpo Nº de coordinación:8 Cúbica centrada en el cuerpo Átomos por celda: 8 aristas*1/8 + 1centro =2 Relaciónde coordinación:8 arista y el radio del átomo: Nº entre la longitud de c b 3a Átomos por celda: 8 aristas*1/8 + 1centro =2 c r 4 Relación entre la longitud de arista y el radio del átom c b Eficacia del empaquetamiento: 68% 3a r Vocupado 2 4 3 r3 2 4 3 r3 3 2 2 2 4 b =a +a b 0.68 c2=a2+b2=3a2 Vcelda a 3empaquetamiento: 68% Eficacia del ( 4r )3 8 a 3 c= 4r =(3a2)1/2 2 2 2 2 4 3 r3 Vocupado 2 4 3 r3 3 b =a +aCúbica centrada en el cuerpo (BCC): Fe, Cr,V W, Ta, Ba. 3 Mo, 0.68 2 2 2 c =a +b =3a 2 celda a ( 4r )3 8 3 c= 4r =(3a2)1/2
  34. 34. SÓLIDOS CRISTALINOS• Celda cúbica centrada en las caras (fcc) (Empaquetamiento compacto ABC)
  35. 35. SÓLIDOS CRISTALINOS• Celda cúbica centrada en las caras (fcc) • Ejemplos: NaCl
  36. 36. SÓLIDOS CRISTALINOS• Celda cúbica centrada en las caras (fcc) 4r a
  37. 37. SÓLIDOS CRISTALINOS• Celda hexagonal compacta (hc) (Empaquetamiento compacto ABA)
  38. 38. SÓLIDOS CRISTALINOS• Celda hexagonal compacta (hc) • Ejemplos: Be, Mg, Zn, Cd, Ti
  39. 39. SÓLIDOS CRISTALINOS• Celda hexagonal compacta (hc) Hexagonal (h.c.): Hexagonal (h.c.): Nº de coordinación:12 Nº de coordinación:12 Átomos por celda: 2 Átomos por celda: 2 c c Para el hexágono (3celdas): Para el hexágono (3celdas): 12 vérticesx1/6 +2 carasx1/2 +3centro=6átomos 12 vérticesx1/6 +2 carasx1/2 +3centro=6átomos Eficacia del empaquetamiento: 74% Eficacia del empaquetamiento: 74% Parámetros: a = ancho del hexágono Parámetros: a = ancho del hexágono a c= altura; distancia entre dos planos a c= altura; distancia entre dos planos razon axial c/a para esferas en contacto=1.633 Be c/a = 1.58 razon axial c/a para esferas en contacto=1.633 Cd c/a = 1.88 Be c/a = 1.58
  40. 40. ENLACE METALICO• Los átomos de los metales se unen mediante el denominado enlace metálico. Los átomos que constituyen los metales tienen pocos electrones de valencia, pero con libertad para moverse por toda la red de iones positivos
  41. 41. • Lo forman los metales y es un enlace bastante fuerte.• Se comparten los e de valencia colectivamente.• Una nube electrónica rodea a todo el conjunto de iones positivos, empaquetados ordenadamente, formando una estructura cristalina de alto índice de coordinación.• Existen dos modelos que lo explican: • Modelo del mar de electrones: • Modelo de bandas:
  42. 42. ENLACE METALICO• Las condiciones que un átomo debe tener para formar un enlace metálico son:1. Baja energía de ionización, lo que significa facilidad para ceder electrones.2. Orbitales de valencia vacíos, para que los electrones circulen con facilidad
  43. 43. ENLACE METALICO• Los electrones de estos elementos pueden ubicarse en dos estados energéticos principales:1. Banda de valencia (de menor energía), desde la cuál, al recibir la energía necesaria, pueden ser promovidos a un estado superior..
  44. 44. ENLACE METALICO2. La banda de conducción. En este modelo, la red metálica está formada por iones positivos fijos. Los electrones de valencia de estos cationes no pertenecen a ningún átomo y son los responsables de la conducción eléctrica y calórica.
  45. 45. ATRACCIONES MOLECULARESSe refieren a las interacciones entre partículasindividuales (átomos, moléculas o iones)constituyentes de una sustancia.Estas fuerzas son bastante débiles en relación alas fuerzas interatómicas, vale decir enlacescovalentes y iónicos que puede presentar elcompuesto.
  46. 46. UNIONESINTERMOLECULARESINTERACCION DIPOLO - DIPOLOPUENTES DE HIDRÓGENOFUERZAS DE DISPERSION DE LONDON
  47. 47. H2O H2 + O2 H=920 KJ H2O (l) H2O (g) H=40.7 KJ
  48. 48. INTERACCIONES DEL TIPO ION -ION de atracción entre dos iones con cargas opuestas es • La energía directamente proporcional a sus cargas, e inversamente proporcional a la distancia de separación. Ley de Coulomb E = -k Z Li+ . Z F- r
  49. 49. INTERACCIONES DEL TIPO ION -ION• A temperaturas suficientemente altas los sólidos iónicos se funden, a medida que la cantidad de energía que se les entrega es capaz de vencer la energía asociada a la atracción de iones con cargas opuestas.• El producto de las cargas: Z+ * Z-, aumenta a medida que las cargas de los iones aumentan
  50. 50. INTERACCIONES DEL TIPODIPOLO - DIPOLO• Las moléculas covalentes polares presentan interacciones de tipo permanente dipolo - dipolo, debido a la atracción de la carga positiva: + del átomo de una molécula con respecto a la carga - del átomo de la otra molécula. Las fuerzas dipolo - dipolo , sólo son efectivas a distancias muy cortas.
  51. 51. INTERACCIONES DIPOLO - DIPOLO Se presentan entre moléculas de compuestos polares, debido a la atracción que ejerce el polo positivo de una molécula frente al polo negativo de la otra, y viceversa. Estas atracciones varían con la temperatura, y por lo tanto influyen en los puntos de fusión y de ebullición de las sustancias
  52. 52. INTERACCIONES DEL TIPODIPOLO - DIPOLO• La energía de interacción promedio dipolo - dipolo son aproximadamente de 4 KJ por mol de enlaces.• Las sustancias que presentan interacciones de tipo dipolo - dipolo son más volátiles (tienen puntos de ebullición menores) que los compuestos iónicos.
  53. 53. INTERACCIONES DIPOLO - DIPOLO + - + - I ---- Cl . . . . I ---- Cl + - + - Br ---- F . . . . Br ---- F
  54. 54. FUERZAS DE DISPERSIONDE LONDON Se presentan en todo tipo de moléculas en fase condensada, pero son demasiado débiles y, por tanto actúan especialmente en bajas temperaturas En los gases nobles, estas fuerzas son las responsables de su licuefacción.
  55. 55. FUERZAS DE DISPERSIONDE LONDON Estas fuerzas tienen su origen en la posibilidad que poseen las nubes electrónicas de las moléculas de formar dipolos inducidos momentáneos. Como la nube electrónica es móvil, por fracciones de segundo se distorsionan y dan lugar a pequeños dipolos que son atraídos o repelidos por los pequeños dipolos de las moléculas vecinas.
  56. 56. FUERZAS DE DISPERSIONDE LONDON Las fuerzas de London hacen referencia a moléculas no polares, cómo: CO2 ; N2 ; O2 ; H2 ; SO3 También se les llama fuerzas de corto alcance, pues solo se manifiestan cuando las moléculas están muy cerca unas de otras.
  57. 57. EL ENLACE DE HIDROGENOSe ha encontrado que en varios compuestos , el hidrógeno seencuentra entre dos átomos, formando entre ellos un puente oenlace, llamado PUENTE DE HIDROGENO.Los puentes de hidrógeno son comunes cuando éste se enlazacon átomos de alta electronegatividad, fluor, oxígeno ynitrógeno.
  58. 58. EL ENLACE DE HIDROGENO Puentes de hidrógeno F- . . . . H+ F- H+ F- . . . . H+ n
  59. 59. EL ENLACE DE HIDROGENO hielo agua

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