Conoce las fuerzas intramoleculares e intermoleculares que mantiene unidos los compuestos. Actualmente existen problemas (letras y figuras se superponen a otras) a la hora de subir el archivo el cual fue hecho en PowerPoint 2016, esperar hasta próximas modificaciones para reparar los errores. Dudas al correo: brandon19481@outlook.com

1. Tema: Fuerzas Intramoleculares e intermolecul
Autor: Brandon Aguilar Prendas.
Lugar de realización: San José, Costa Rica.
Fecha de realización: 29 de Septiembre del 2016.
Correo Electrónico: brandon19481@outlook.com

2. RECORDAR
: Metales: Menos
electronegativos (es decir, son
electropositivos).
No metales: Más
electronegativos.
Electronegativida
d:
Metales tienen a
donar electrones (e-)
Por lo que se
convierten en
cationes.
No metales tienen a
ganar electrones (e-)
Por lo que se
convierten en
aniones.

3. PUNTOS DE LEWIS
Nos informa la cantidad de e- de valencia (máximo
8), los cuales se encuentran en el último nivel de
energía (más al exterior de la nube electrónica).
Regla del octeto:
Para que un átomo sea
estable, debe de tener 8
electrones de valencia.
Esto explica la formación de
iones: Anión
Catión

4. FUERZAS INTRAMOLECULARES: ENLACES
QUÍMICOS
Metal + No metal
El más
electronegativo
(que jala los e-)
que es el
no metal, ROBA
e- al más
electropositivo
que es el metal.
Se unen por fuerza
electrostática
No metal + No metal
Para lograr una
estabilidad,
dos elementos con igual
electronegatividad o con
poca
diferencia de
electronegatividad
comparten sus e-
(enlazan sus nubes
electrónicas).
Ninguno roba e-.
Son enlaces reales, por lo
que
son muy difíciles de
romper, y
al formar enlaces reales, se
consideran moléculas.
Cuando dos metales se
unen, su nube
electrónica forma una
red de electrones (es
un mar de electrones).
Diferencia de
electronegativi
dad superior a
1,7
Es sólido
y tiene
alto
punto de
ebullició
n.
Es líquido o
gas y el
punto de
ebullición
varía.
Sólido excepto
el mercurio
que es líquido
y el punto de
ebullición es
alto.
Hay gran
movilidad de
e- lo que
permite el
paso de calor
y electricidad.
Son buenos
conductores.
Fe+FeIónic
o
Covalent
e
Metálico
Metal+Met
al

5. ENLACE COVALENTES
Polaridad
Se forman polos
uno positivo y el
otro negativo que
es donde más hay
electrones.
Esto ocurre
porque Cl es más
electronegativo,
entonces atrae
todos los e- y por
eso, de este lado
queda más
negativo y más
grande.El aceite no
es polar
El agua es
polar
Las moléculas polares
sólo disuelven polares y
las apolares sólo
disuelven los apolares.
Por esto, quitar aceite
sólo con agua es difícil,
pero con jabón que es
apolar, es más fácil.
Diferencia de
electronegativid
ad debe de ser
menos de 0,4
Diferencia de
electronegativid
ad debe de ser
mayor de 0,4
pero menor de
1,7

6. Se "mueve" en una
dirección (al sumar los
dos momentos dipolares
que se forman, ninguno
se contradice en
dirección), por lo que
globalmente, la molécula
es polar
ya que tiene dos polos
(es dipolar)
Momento
dipolar
Momento dipolar (Cada
flecha. La que va de H a
O).
Existen momentos dipolares entre O y C, pero
sólo parcialmente. Como van en direcciones
esta se cancela y la molécula no es polar (dipolos)
se cancelan.
La molécula es apolar o no polar.

7. TIPOS DE ENLACE COVALENTES
Más largo,
menos fuerte
El más corto, el
más fuerte
Menos largo,
un poco más
fuerte
Hibridación
de orbitales

8. ENLACE DATIVO O COORDINADO
Ocurre cuando un par de electrones compartidos pertenece sólo a uno de
los átomos.
Ejemplo: En el siguiente compuesto, S dona sus electrones para formar un
enlace con O, de esta manera pueden ser estables y 0 puede tener 8 e- y
ser estable (al cumplir la regla del octeto).

9. ESTRUCTURAS RESONANTES
Ocurre cuando una especie se puede representar a través de varias formas.
Ejemplo: En este caso, el doble enlace puede estar a la derecha o izquierda.

10. CONVERTIR FÓRMULA MOLECULAR A ESTRUCTURAL
H20
(Agua
)
H 2 x 1 = 2 e-
O 1 x 6 = 6 e-
Elementos Cantidad E- de valencia Cantidad de e-
que tengo
Molécula
Total: 8 e-
+
H 2 x 2 =
4 e-
O 1 x 8 =
8 e- Total: 12 e-
+
H20
Cantidad e- que
debería tener para
estabilidad
12 - 8 = 4 / 2 =
2
e-
que
teng
o
e- que
deberí
a
tener
e-
enlazant
es
Pares
enlazant
es
8 - 4 = 4 / 2 =
2
e-
que
gasté
e-
que
tenía
e- no
enlazant
es
Pares no
enlazant
es
e- no
enlazantes
e-
enlazantes
No enlazante
Enlazante
(porque forman
un enlace)

11. EJEMPLOS:
PCl3
HCN
P 1X5 = 5
Cl 3X7 = 21
Total: 26
e-
H 1X1 = 1
C 1X4 = 4
N 1X5 = 5
Total: 10
e-
Tengo Debería
tener
P 1X8 = 8
Cl 3X8 = 24
Total: 32
e-
H 1X2 = 2
C 1X8 = 8
N 1X8 = 8
Total: 18
e-
32-26= 6 e- enlazantes / 2 = 3
pares e.
26-6= 20 e- no enlazantes / 2=
10 pne.
18-10= 8 e- enlazantes / 2 = 4
pares e.
10-8= 2 e- no enlazantes / 2= 1
pne.

12. EXCEPCIONES
:
S 1X6 = 6
F 6X7 = 42
Total: 48
e-
Tengo Debería
tener
S 1X8 = 8
F 6X8 = 48
Total: 56 e-
56-48= 8 e- enlazantes / 2 = 4
pares e.
48-8= 40 e- no enlazantes / 2=
20 pne.
SF6
Claramente no nos
funcionó el método
matemático porque en vez
de 4 pares enlazantes,
necesitamos 6. Sin
embargo, su puede
experimentar otra forma
de hacerlo, siempre y
cuando cumpla la regla
del octeto.

13. EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO EN
ENLACES COVALENTES:
Compuesto deficiente
de electrones
Ej: Monóxido de
Carbono.
Octetos Expandidos
Ej: Hexafluoruro de
Azufre.
Al N le falta un e- para ser
estable, y de cualquier
forma que se acomode, no
se puede hacer que todos
cumplan la regla del octeto
debido a que faltan e-
La única forma
de que S pueda
formar 6 enlaces
es que este
tenga 12 e- (y
no 8 e- que es lo
que
normalmente
debería para ser
estable).

14. PUNTOS DE EBULLICIÓN:
Iónico Covalente Enlace
metálico
Se necesita mucha
energía calórica para
romper el enlace entre
Na+ y Cl-
Energía calórica.
1465 °C
Evaporar el agua es fácil
y se requiere poca
energía (esto porque
realmente no rompes el
agua, sólo interacciones
de H2O con otros H2O)
E = 100 °C E = +1000
°C
E = +1000
°C

15. FUERZAS
INTERMOLECULARES:Son más débiles que las intramoleculares ya que no son enlaces reales ni están medidas
por las fuerzas nucleares fuertes que son las que se encuentran en las intermoleculares.
Aquí la fuerza presente es la electrostática.
Fuerzas
dipolares
Fuerzas dipolo inducido, Van Der Waals
o fuerzas de dispersión de London.
Interacción electrostática entre moléculas
polares (recordar que la polaridad se da por
la diferencia de electronegatividad que jala
e- hacia un lado). Se atraen como un imán.
+ atrae a -
Interacción electrostática repentina y por
poco tiempo entre moléculas apolares.
Son apolares y no se atraen, pero por
alguna fuerza externa (por ejemplo, un ión
o un imán), entonces todos los e- que son
negativos se van para un lado y lo dejan
cargado negativamente y el otro lado lo
deja positivamente, formando dos polos.
Cuando la diferencia de electronegatividad es muy
alta, como ocurre específicamente con H (poca
electronegatividad) y con elementos muy
electronegativos, que son específicamente: N, O y
F.
Su forma una fuerza dipolar especial llamada:
Puentes de Hidrógeno.

16. LOS PUENTES DE HIDRÓGENO EN EL AGUA
Esto puede formar toda una estructura tridimensional donde H20 atrae otros H2O
y están muy unidas, por lo que el punto de ebullición sube (al estar más unidos,
cuesta separarlas y evaporar el agua).
Si una molécula no presenta puentes de hidrógeno, será más fácil separarla de
otras similares (es decir, tiene un punto de ebullición más bajo).

17. OTRAS INTERACCIONES:
Interacciones electrostáticas o puentes
salinosUna molécula positiva atrae a una negativa Una molécula con un S se una a otra
con un S para formar un enlace real y
muy fuerte.
Enlaces
disulfuro

18. PRÁCTICA:
1. De acuerdo a la tabla periódica, determine si los siguientes
elementos son metales, no metales o metaloides:
Fe:________________
Na:_______________
H:________________
Ne:________________
As:________________
Cl:________________
O:________________
Hg:________________

19. 2. Dibuje los puntos de Lewis de los siguientes elementos:
Na:
Ne:
Cl:

20. 3. En los compuestos siguientes, determine qué tipo de enlace es, y si
es covalente, especifique si es polar o no:

21. 4. A partir de la siguiente fórmula molecular, dibuje la fórmula
estructural:
PCl3
HCN

22. 5. De una manera global, determine si el siguiente compuesto es
polar o apolar:
______________________________
______________________________

23. 6. En el espacio correspondiente, determine qué tipo de fuerzas
intermoleculares son las siguientes:
______________________________
______________________________
_____________________________

24. BIBLIOGRAFÍA:
Valverde, Marjorie. (2014). Química 10°. Un enfoque práctico. San José, Costa Rica:
Didáctica.
Timberlake, Karen. (2011). Química. Una introducción a la química general,
orgánica y biológica. Madrid, España: Pearson.
Stryer, Lubert; Berg, Jeremy & Tymoczko, John L. (2007). Bioquímica, Sexta
Edición. Nueva York, Estados Unidos: Editorial Reverté.