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CAPÍTULO 4
ENLACE QUÍMICO Y PROPIEDADES
DE LAS SUBSTANCIAS
REMA

CONCEPTO DE ENLACE QUÍMICO
REMA
Enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a
los átomos, iones y moléculas para lograr sistemas
más estables que se caracterizan por tener menor
energía.
E1 E2 E1’ E2’
E1 + E2 > E1’ + E2’
(-) ESTABLE (+) ESTABLE
X Y Y
X

Gilbert Lewis (1923): “Dos átomos diferentes
cumplen con la Regla del Octeto, no solamente con
la transferencia de electrones del uno al otro sino
también mediante la acción de compartir una o más
parejas de electrones que se encuentran o entran a
formar parte de las capas más externas de los dos
átomos.
REGLA DEL OCTETO.- Al formarse un enlace
químico los átomos adquieren, pierden o comparten
electrones, de tal manera que la capa más externa o
de valencia de cada átomo contenga ocho
electrones.
TEORÍAS DE ENLACE:
TEORÍA DE LEWIS (OCTETO)
REMA

FÓRMULAS DE LEWIS O DIAGRAMAS
ELECTRÓNICOS
Los electrones de valencia de cada átomo se
representan por medio de puntos, cruces o
círculos.
Ejm. H X O X H
REMA

SÍMBOLOS DE PUNTOS DE LEWIS
En el enlace iónico el octeto se obtiene por cesión a
captación completa. No se comparten.
REMA

EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO
-OCTETO INCOMPLETO
Be : 1s2 2s2 H - Be - H
B : 1s2 2s2 2p1
-MOLÉCULAS CON NÚMERO IMPAR DE
ELECTRONES
N = O O = N O
REMA

-OCTETO EXPANDIDO
P: [Ne] 3 s2 3p3
S: [Ne] 3 s2 3p4
REMA

PARÁMETROS DE ENLACE
-ENERGÍA DE ENLACE.- Es la energía absorbida
para disociar un enlace o la energía que se libera para
formar un enlace.
Ejm.
H2(g) H(g) + H(g)
E. D. = 104 Kcal/mol
H(g) + H(g) H2(g)
E. E. = - 104 Kcal/mol
REMA

*ENTALPÍA DE REACCIÓN
Se pueden utilizar las energías de enlace para estimar
las entalpías de reacciones en las que se rompen
enlaces y se forman enlaces nuevos (reacciones entre
gases).
ΔHr = ∑(ENTALPÍAS ENLACES ROTOS) –
∑(ENTALPÍAS ENLACES FORMADOS)
)
(
)
( PRODUCTOS
EE
REACTIVOS
EE
Hr 
−

=

REMA

Los valores de las energías de enlace se pueden
utilizar para estimar el valor de la energía de una
reacción química. El siguiente ejemplo así lo
demuestra,
H2(g) + F2(g) -------> 2HF(g)
Esta reacción requiere que se rompan enlaces H - H
y F - F para que se forme el enlace H - F. Así,
Δ Hr = 1 mol · 432 kJ/mol + 1 mol · 154 kJ/mol –
2 mol · 565 kJ/mol
= -544 kJ/mol
esto es, 544 kJ por mol se desprenden durante la
reacción
REMA

-LONGITUD DE ENLACE.- (L.E.).- Es la distancia
promedio entre los núcleos de los dos átomos
enlazados.
- A menor longitud de enlace mayor unión química.
- A mayor número de enlaces, menor longitud de
enlace pero mayor energía de enlace.
ENLACE MOLÉCULA L.E.(Å)
O-O H2O2 1,48
O-O BaO2 1,49
O-O O2 1,21
REMA

-ÁNGULO DE ENLACE.- ().- Es el ángulo interno de
la intersección entre las dos líneas trazadas a través
de un núcleo de un átomo central desde los núcleos
de los átomos enlazados a él.
Ejm. H2O
O
 = 104,5º
104,5º
H H
REMA

REMA
ENLACE IÓNICO Y COVALENTE
ENLACE IÓNICO
ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE
Atracción entre iones con carga opuesta.
Implica transferencia de electrones de un átomo a otro.
Ejm. 11 Na : 1s2 2s2 2p63s1
17 Cl : 1s2 2s2 2p63s2 3p5
+
Sodio Cloro Sal de mesa

REMA
Compuestos
iónicos
Transferencia
de e-
Átomo
Baja Electronegatividad
Anión
Catión
Compuesto Iónico
Pérdida e-
Ganancia e-
Átomo
Electronegatividad elevada

PROPIEDADES
• Conducen la corriente eléctrica en solución
acuosa o en estado fundido.
• Puntos de ebullición y fusión relativamente altos.
• Se disuelven con facilidad en disolventes polares.
• Al estado sólido presentan estructura cristalina.
• Forman compuestos duros y quebradizos.
REMA

Solubilidad de
iones en
disolventes
polares
Fragilidad
REMA

REMA
ALGUNOS TIPOS DE REDES CRISTALINAS IÓNICAS

ENERGÍA DE RED.- Energía requerida para
separar completamente un mol de un compuesto
sólido iónico en sus iones en estado gaseoso
ENERGÍA RETICULAR.- Cambio de energía, en el
que se forma una red cristalina a partir de los
iones gaseosos.
ENERGÍA DE RED
REMA

Considere la reacción entre el litio y flúor gaseoso.
Li (s) + 1 F2 (g) Li F(s)  H°f = - 594,1 kJ
2
1º SUBLIMACION
Li (s) Li (g  H°1 = 155,2 kJ
2º DISOCIACION (EDF2 = 150,6 kJ/mol)
1 F2 (g) F(g)  H°2 = 75,3 kJ
2
REMA

3º ENERGÍA DE IONIZACIÓN
Li ( g) Li +
(g) + 1e -  H°3 = 520,0 kJ
4º AFINIDAD ELECTRÓNICA
F(g) + 1e - F-
(g)  H°4 = -328,0 KJ
5º ENERGÍA RETICULAR
Li+
(g ) + F-
(g) Li F(s)  H°5 = ?
El inverso del paso 5 define la ENERGÍA DE RED del Li F.
REMA

energía + Li F(s) Li +
(g) + F-
(g)
A pesar de que no es posible determinar H°5
directamente, si se puede calcular su valor mediante el
siguiente procedimiento:
REMA

1. Li (s) → Li (g)  H°1 = 155,2 kJ
2. 1 F2 (g) → F(g)  H°2 = 75,3 kJ
2
3. Li (g) → Li +
(g) + e-  H°3 = 520,0 kJ
4. F(g) + e- → F-
(g)  H°4 = -328,0 kJ
5. Li +
(g) + F-
(g) → Li F(s)  H°5 = ?
Li (s) + 1 F2 (g) → Li F(s)  H°TOTAL = -594,1 kJ
2
REMA

De acuerdo con la ley de Hess se puede escribir
 H°TOTAL =  H°1 +  H°2 +  H°3 +  H°4 +  H°5
reemplazando los datos
- 594,1 kJ = 155,2 kJ + 75,3 kJ + 520,0 kJ –
328,0 kJ +  H°5
  H°5 = -1017,0 kJ
 H°5 = ENERGIA RETICULAR
y la ENERGIA DE RED del LiF es + 1017,0 kJ
REMA

H°TOTAL = H°1 + H°2 + H°3 + H°4 + H°5
H°TOTAL
REMA

Formación de un cristal iónico
METAL + NO METAL
(CRISTAL METÁLICO s) (MOLÉCULAS g)
(+) Hs (+) 1 E.D.
2
ÁTOMO METÁLICO g ÁTOMO NO METÁLICO g
(+) E.I. (-) A.E.
IÓN + METÁLICO g IÓN - NO METÁLICO g
(+) E RED
(-) E RET
CRISTAL IÓNICO Hf
SÓLIDO
CICLO DE BORN-HABER
REMA
(s,l,g H)

REMA
ENLACE COVALENTE
Los electrones son compartidos por los dos núcleos.
Ejm. HCl

PROPIEDADES
• Malos conductores de la corriente eléctrica pero
las soluciones acuosas de sustancias polares si
conducen la corriente eléctrica.
• Tienen puntos de fusión y ebullición relativamente
más bajos que las sustancias iónicas.
• Forman compuestos suaves.
• Son solubles de acuerdo a la polaridad de las
sustancias.
REMA

*ENLACE COVALENTE NORMAL (PURO).-El par de
electrones del enlace es aportado por ambos átomos.
Ejm.
H2: H x H → H - H
REMA

CLASES:
-APOLAR O NO POLAR.- Compartición equitativa de
electrones entre ambos átomos.
Ejm. F2
F - F
REMA

-POLAR.- Concentración aparente de cargas debido
a una diferencia de electronegatividad. Formación de
polos ( δ )
Ejm.
H X F
REMA

*ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO.
Uno de los átomos brinda el par de electrones al
enlace.
Ejm.
REMA

*ENLACE MÚLTIPLE DE PARES DE ELECTRONES
- ENLACE SIMPLE:
X Y , X Y
- ENLACE DOBLE:
X Y , X Y
- ENLACE TRIPLE:
X Y , X Y





REMA

ESTRUCTURAS DE LEWIS
Molécula
Tipo y
número
de
átomos
que
forman la
molécula
Electrones
de valencia
de cada
átomo
Número total
de electrones
de valencia
Estructura
del
esqueleto
Arreglo de
los puntos
CHCl3 C=1
H=1
Cl=3
C=4
H=1
Cl=7
C=1x4=4
H=1x1=1
Cl=3x7=21
TOTAL=26
REMA

Molécula
Tipo y
número de
átomos
que forman
la molécula
Electrones
de
valencia
de cada
átomo
Número total
de electrones
de valencia
Estructura
del
esqueleto
Arreglo de
los puntos
CO2 C=1
O=2
C=4
O=6
C=1 x 4=4
O=2 x 6=12
TOTAL=16
O-C-O
REMA

CARGA FORMAL (C.F.).- Diferencia entre los
electrones de valencia de un átomo aislado y el
número de electrones asignados a ese átomo en la
estructura de Lewis.
C.F.= (Nº de grupo) - (Nº de enlaces) - (Nº de electrones sin compartir)
REMA

6 – 2 - 4 = 0
4 – 4 - 0 = 0
6 – 1 - 6 = - 1
REMA

REMA
En ocasiones es posible escribir más de una
estructura de Lewis para una misma molécula:
Utilizando el concepto de carga formal podemos
determinar cual es la estructura de Lewis más
probable:
- El valor de CF sea mas próximo a 0
- La CF negativa debe estar localizada sobre el
átomo más electronegativo
C O
H H
H
H
H
H O
C
H H
I II

REMA
C O
H H
H
H
- Para C: CF= 4-4-0= 0
- Para O: CF= 6-2-4= 0
Correcta!
H
H O
C
H H
- Para C: CF= 4-3-2= -1
- Para O: CF= 6-3-2= +1
I
II +1
-1

RESONANCIA
Significa el uso de dos o más estructuras de Lewis
para representar una molécula en particular.
Ejm. O3
+ +
O O
O O - - O O
REMA
FORMAS RESONANTES

Ninguna de las dos estructuras representa
correctamente la geometría de dicha molécula.
Cada una considera un enlace simple y uno doble, lo
cual implica que hay una distancia de enlace menor
que la del otro.
Sin embargo experimentalmente ambas distancias
con idénticas (128 pm).
Este valor es intermedio entre un enlace oxígeno-
oxígeno simple (148 pm) y uno doble (121 pm).
Sólo difieren en la distribución de los electrones,
no de los átomos.
REMA

REMA
GEOMETRÍA Y POLARIDAD MOLECULAR
GEOMETRÍA MOLECULAR
La geometría molecular se refiere a la disposición
tridimensional de los átomos de una molécula. La
geometría de una molécula afecta sus propiedades
físicas y químicas; por ejemplo, el punto de fusión,
el punto de ebullición, la densidad y el tipo de
reacciones en que pueden participar.

MODELO DE LA REPULSIÓN DE LOS PARES
ELECTRÓNICOS DE LA CAPA DE VALENCIA
(RPECV).- Explica la distribución geométrica de los
pares de electrones que rodean al átomo central en
términos de las repulsiones entre dichos pares.
-MOLÉCULAS EN LAS QUE EL ÁTOMO CENTRAL
NO TIENE PARES LIBRES.
REMA

Nº de pares de
e-
Geometría Ángulo de
enlace
2 (AX2) Linear 180o
3 (AX3) Trigonal Planar 120o
4 (AX4) Tetrahedral 109.5o
5 (AX5) Trigonal
Bipyramidal
90o / 120o
6 (AX6) Octahedral 90o
REMA
TABLA 9.1

-MOLÉCULAS EN LAS CUALES EL ÁTOMO
CENTRAL TIENE UNO O MÁS PARES
LIBRES.
par libre vs par libre > par libre vs par enlazante > par enlazante vs
par enlazante
REMA

MOLÉCULAS CON MÁS DE UN ÁTOMO CENTRAL
Se asigna la geometría a cada átomo central
independientemente.
REMA

REMA
PREDICCIÓN DE LA GEOMETRÍA MOLECULAR
a) Se dibuja la estructura de Lewis.
b) Se cuenta el nº de pares de e- de enlace y de no
enlace alrededor del átomo central y se
colocan de forma que minimicen las repulsiones:
Geometría de los pares de e-. (Geometrías
ideales)
c) La geometría molecular final vendrá
determinada en función de la importancia de la
repulsión entre los pares de e- de enlace y de
no enlace.
PNE-PNE>PNE-PE >PE-PE
PNE= Par de no enlace; PE= Par de enlace

REMA
N
H
H
H
(TETRAÉDRICA)
DETERMINACIÓN DE LA GEOMETRÍA MOLECULAR
DEL NH3

POLARIDAD DEL ENLACE
Se presenta cuando hay una separación de carga
alrededor del enlace, debido a que los dos átomos
comparten los electrones de una manera desigual.
MOMENTO DIPOLAR ( )
donde:
q = carga del electrón = 4,8 x 10 –10 ues
l = longitud del enlace
1 Debye (D) = 10 –18 ues x cm = 3,33 x 10 -30 C-m
 = q . l
REMA
POLARIDAD MOLECULAR

El momento dipolar aumenta a medida que aumenta la
electronegatividad
Compuesto Momento diferencia de
dipolar electronegatividad
HF 1,82 1,9
HCl 1,08 0,9
HBr 0,82 0,7
HI 0,44 0,4
Moléculas diatómicas con enlace polar, es una molécula
polar.
En moléculas poliatómicas la polaridad de las moléculas
depende de las polaridades de los enlaces y de la
geometría de la molécula.
REMA

PORCENTAJE DE CARÁCTER IÓNICO
-RELACIÓN DE MOMENTOS DIPOLARES:
siendo % C.C. = 100 % - % C.I.
-POR DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDADES
donde: XA , XB : electronegatividades de A y B.
XA : valor mayor de electronegatividad.
% C.I. =  OBSERVADO X 100
 TEÓRICO
% C.I. = 16 (XA - XB ) + 3,5 (XA - XB)2 EC.HANNAY
Y SMITH
REMA

% C.I. SUSTANCIA
≥ 50% COMPUESTO IONICO
[6 – 50>
%
COMPUESTO COV.
POLAR
< 6%
COMPUESTO COV.
NO POLAR
% C.I. = 100 [1 – e- 0,25 (X
A
- X
B
)2] EC.PAULING
REMA

REMA
%CI
Carga parcial = δ =
100

*REGLA PRÁCTICA
La escala de electronegatividades más conocida es la de
Pauling, que es una escala relativa basada en
experimentos.
DIFERENCIA E.N. TIPO DE ENLACE
0 ≤ ΔE.N. < 0,4 COVALENTE NO POLAR
0,4 ≤ ΔE.N. < 1,7 COVALENTE POLAR
ΔE.N. ≥ 1,7 IÓNICO
REMA

Enlace propio de los elementos metálicos que les
permite actuar como molécula monoatómica.
MODELO DEL MAR DE ELECTRONES
Propone un ordenamiento regular de cationes
metálicos en un mar de electrones de valencia.
Ejm.
Na : 1s22s22p63s1
Erróneo: Na x Na Na 2
Correcto: Na Na
ENLACE METÁLICO
REMA

REMA
Cúbica centrada en las caras
Cúbica compacta
ALGUNOS TIPOS DE REDES CRISTALINAS METÁLICAS

REMA
Red cristalina de Hierro
EMPAQUETAMIENTO CUBICO CENTRADO EN EL CUERPO
(Atomium Bruselas -Bélgica)

Propiedades:
• Brillo metálico.
• Se pueden laminar.
• Conductores eficaces del calor y la electricidad.
• Puntos de fusión altos.
REMA

REMA
TEORÍAS DE ENLACE:
TEORÍA DE ENLACE VALENCIA
(HIBRIDACIÓN)
La combinación del concepto de Lewis de enlaces por
pares de electrones y la idea de orbitales atómicos dio
origen a un modelo del enlace químico, conocido
como teoría del enlace de valencia.
En esta teoría, los pares de electrones de enlace se
concentran en las regiones entre los átomos, y los
pares de electrones de no enlace se encuentran en
regiones orientadas del espacio.

REMA
En la teoría del enlace de valencia, visualizamos que
la acumulación de la densidad electrónica entre dos
núcleos ocurre cuando un orbital atómico de
valencia de un átomo comparte su espacio, o se
traslapa, con un orbital atómico de valencia de otro
átomo formando un enlace covalente.
El traslape de orbitales permite que dos electrones
con espines opuestos compartan el espacio entre los
núcleos, formando un enlace covalente.

REMA
Los enlaces covalentes en H2, HCl y Cl2 son el
resultado del traslape de orbitales atómicos.

REMA
Para explicar las geometrías moleculares, se
supone que los orbitales atómicos de un átomo se
combinan para formar orbitales híbridos.
El proceso de combinar orbitales atómicos es una
operación matemática llamada hibridación.
De acuerdo con el modelo del enlace de valencia,
un arreglo lineal de dominios de electrones implica
una hibridación sp.

REMA
FORMACIÓN DE ORBITALES HÍBRIDOS sp
FORMACIÓN DE DOS ENLACES EQUIVALENTES
Be-F EN BeF2.

REMA
Siempre que combinamos cierto número de orbitales
atómicos, obtenemos el mismo número de orbitales
híbridos. Cada orbital híbrido es equivalente a los
otros, pero todos apuntan en direcciones distintas.
FORMACIÓN DE ORBITALES HÍBRIDOS sp2

REMA
FORMACIÓN DE ORBITALES HÍBRIDOS sp3

REMA
El concepto de hibridación se utiliza de forma
similar para describir los enlaces de moléculas que
contienen pares de electrones de no enlace.
DESCRIPCIÓN DEL ORBITAL HÍBRIDO DE H2O

REMA
En los enlaces sigma (σ), la línea que une a los
dos núcleos pasa a través del centro de la región de
traslape.
El traslape lateral de los orbitales p produce un
enlace pi (π), un enlace covalente en el que las
regiones de traslape se encuentran arriba y abajo
del eje internuclear.

REMA
Comparación de un enlace σ y un enlace π.
Observe que las dos regiones de traslape en el
enlace π, arriba y abajo del eje internuclear,
constituyen un solo enlace π.

REMA
En casi todos los casos, los enlaces sencillos son
enlaces σ. Un enlace doble consiste en un enlace σ
y un enlace π, y un enlace triple consta de un enlace
σ y dos enlaces π:
Geometría molecular trigonal plana del etileno. El doble
enlace está formado de un enlace C—C σ y un enlace C—C π.

REMA
TEORÍAS DE ENLACE:
TEORÍA DE ORBITALES MOLECULARES
La teoría del orbital molecular describe los
electrones de las moléculas utilizando funciones de
onda específicas llamadas orbitales moleculares
(OM).
Siempre que se traslapan dos orbitales atómicos, se
forman dos orbitales moleculares.

REMA
Cuando la energía del OM resultante es menor que
la energía de los dos orbitales atómicos de los
cuales se formó, se tiene un orbital molecular de
enlace.
La energía resultante del OM, referido como el
orbital molecular de antienlace, es mayor que la
energía del orbital atómico.

REMA
Los dos orbitales moleculares de H2, un OM de enlace
y otro de antienlace

REMA
Las energías relativas de dos orbitales atómicos 1s y
los orbitales moleculares formados a partir de ellos
están representados por un diagrama de niveles de
energía.
Diagramas de niveles de energía y configuraciones electrónicas para el
H2 y He2

REMA
En la teoría del orbital molecular, la estabilidad de un
enlace covalente se relaciona con su orden de
enlace, definido como la mitad de la diferencia entre
el número de electrones de enlace y el número de
electrones de antienlace.
Diagrama de niveles de energía para el ion He2
+

REMA
Los átomos del periodo 2 tienen orbitales de valencia
2s y 2p, y debemos considerar cómo interactúan para
formar orbitales moleculares.
Los orbitales atómicos 1s y 2s de Li tienen, sustancial-
mente, diferentes niveles de energía.
Diagrama de niveles de energía para la molécula de Li2

-DIPOLO – DIPOLO
Son fuerzas que actúan entre moléculas polares, esto
es, entre moléculas que tienen momento dipolar y son
efectivas cuando las moléculas polares están muy
juntas.
Ejm. HF
FUERZAS INTERMOLECULARES
REMA

-PUENTE DE HIDRÓGENO
Tipo especial de interacción dipolo – dipolo. Se origina
entre un átomo de hidrógeno y átomos de alta
electronegatividad con pequeño volumen atómico (Flúor,
oxígeno o nitrógeno).
Ejm. H2O
REMA

Este tipo de enlace molecular, produce el aumento del
punto de ebullición y fusión de las sustancias que lo
tienen.
Además este tipo de enlace posibilita la formación de
algunos polímeros, y explica también porque el hielo
tiene menor densidad que el H2O(l).
REMA

REMA
El estado líquido El estado sólido
H2O

-FUERZA DE VAN DER WAALS
Son fuerzas intermoleculares muy débiles que se
efectúan entre moléculas apolares.
Ejm.
CH3 - CH2 - CH2 - CH3
FUERZAS DE
VAN DER WAALS
CH3 - CH2 - CH2 - CH3
REMA

- Debido a estas fuerzas débiles los gases se pueden
licuar, es decir pasar al estado líquido.
- La intensidad de estas fuerzas tiende a aumentar al
incrementarse el peso molecular.
REMA

REMA
INFLUENCIA DE LAS FUERZAS
INTERMOLECULARES EN LAS
PROPIEDADES: PUNTO DE
EBULLICIÓN, PUNTO DE FUSIÓN,
DENSIDAD, SOLUBILIDAD.
Dentro de una molécula, los átomos están unidos
mediante fuerzas intramoleculares (enlaces
iónicos, metálicos o covalentes, principalmente).
Estas son las fuerzas que se deben vencer para
que se produzca un cambio químico. Son estas
fuerzas, por tanto, las que determinan las
propiedades químicas de las sustancias.

REMA
Sin embargo existen otras fuerzas
intermoleculares que actúan sobre distintas
moléculas o iones y que hacen que éstos se
atraigan o se repelan. Estas fuerzas son las
que determinan las propiedades físicas de las
sustancias como, por ejemplo, el estado de
agregación, el punto de fusión y de ebullición, la
solubilidad, la tensión superficial, la densidad, etc.
La intensidad de las fuerzas intermoleculares viene
determinada por el tamaño de las moléculas, forma
de las moléculas, polaridad de las moléculas.
Por lo general son fuerzas débiles pero, al ser muy
numerosas, su contribución es importante.

REMA
PUNTO DE EBULLICIÓN
La temperatura en la que la presión de vapor del
líquido iguala a la presión de vapor del medio en el
que se encuentra es el punto de ebullición.
El punto de ebullición es una propiedad física
relacionada directamente con la fuerza de atracción
entre los átomos y moléculas. Si son altos es porque
las fuerzas de atracción son grandes.

REMA
El isómero (fórmula molecular C5H12) que tiene más
ramificaciones (neopentano) tiene el área superficial
más pequeña y el punto de ebullición más bajo.

REMA
Los puntos de ebullición se incrementan para
moléculas polares de masa similar, cuando se
incrementa el momento dipolar.

REMA
PUNTO DE FUSIÓN
La transformación de un líquido en sólido se conoce
como congelación; el proceso inverso se denomina
fusión. El punto de fusión de un sólido o el punto de
congelación de un líquido es la temperatura a la cual
las fases sólida y líquida coexisten en el equilibrio.
El punto de fusión está afectado por la forma de las
moléculas más que el punto de ebullición. Las que son
esféricas se empaquetan mejor y las fuerzas
intermoleculares actúan con más eficacia, siendo
necesaria una mayor temperatura para conseguir el
paso de sólido a líquido. Si las moléculas son lineales
el empaquetamiento no es tan eficaz.

REMA
Compuesto Formula
Punto de
ebullición
Punto de fusión
Pentano CH3(CH2)3CH3 36ºC –130ºC
Hexano CH3(CH2)4CH3 69ºC –95ºC
Heptano CH3(CH2)5CH3 98ºC –91ºC
Octano CH3(CH2)6CH3 126ºC –57ºC
Nonano CH3(CH2)7CH3 151ºC –54ºC
Decano CH3(CH2)8CH3 174ºC –30ºC
Tetrametilbutano (CH3)3C-C(CH3)3 106ºC +100ºC
El tetrametilbutano, isómero del octano, con molécula
esférica, tiene p.f. muy alto, sólo 6ºC por debajo del
p.e.

REMA
DENSIDAD
La densidad se define como la masa de un objeto
dividida entre su volumen.
Mientras más unidas se encuentren moléculas de una
sustancia habrá menos espacios entre ellas, por tal
motivo es de suponer que su densidad sea mayor.
Solo el agua es la excepción a esta regla ya que en
estado sólido es menos densa que el estado líquido,
producto del ordenamiento molecular propiciado por
los puentes de hidrógeno.

REMA
SOLUBILIDAD
La solubilidad se define como la máxima cantidad de
soluto que se disolverá en una cantidad dada de
solvente a una temperatura específica
-SOLUTO POLAR EN DISOLVENTE POLAR (SE
DISUELVE)
La hidratación de los iones sodio y cloruro por
moléculas de agua vence la energía reticular del
cloruro de sodio. La sal se disuelve.

REMA
Las moléculas de agua rodearán a los iones de sodio y
cloruro disolviéndolos de forma efectiva.

-SOLUTO POLAR EN DISOLVENTE NO POLAR
(NO SE DISUELVE)
Las atracciones "intermoleculares" de las sustancias
polares son más fuertes que las atracciones ejercidas
por moléculas de disolventes no polares. Es decir,
una sustancia polar no se disuelve en un disolvente
no polar
REMA

El disolvente no puede interrumpir la interacción
intermolecular del soluto, por lo que el sólido no se
disolverá en el disolvente.
REMA

-SOLUTO NO POLAR EN DISOLVENTE NO POLAR
(SE DISUELVE)
Las atracciones intermoleculares débiles de una
sustancia no polar son vencidas por las atracciones
débiles ejercidas por un disolvente no polar. La
sustancia no polar se disuelve
REMA

El disolvente puede interaccionar con las moléculas del
soluto, separándolas y rodeándolas. Esto hace que el
soluto se disuelva en el solvente
REMA

-SOLUTO NO POLAR EN DISOLVENTE POLAR
(NO SE DISUELVE)
Para que una molécula no polar se disolviera en agua
debería romper los enlaces de hidrógeno entre las
moléculas de agua, por lo tanto, las sustancias no
polares no se disuelven en agua
REMA

El enlace de hidrógeno es una interacción mucho más
fuerte que la interacción entre un soluto no polar y el
agua, por lo que es difícil que el soluto destruya las
moléculas de agua. Por tanto, un soluto no polar no se
disolverá en agua.
REMA

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