Quimica II enlace quimica parte II

2. BLOQUE III
ENLACES QUÍMICOS E INTERACCIONES INTERMOLECULARES
3.2. Fuerzas intermoleculares.
3.2.1. Enlace puente de hidrógeno y fuerzas de Van der Waals.

3. Competencias del Bloque
• Distingue los diferentes modelos de
enlace interatómicos e intermoleculares,
relacionando las propiedades
macroscópicas de las sustancias con el
tipo de enlace que presentan y su
aplicación en su entorno.

5. Cuandodos moléculas se aproximanexiste una interacciónde sus campos magnéticos lo
que hace surgir una fuerza entre ellas. Es lo que llamamos como fuerza intermolecular.
Esas fuerzas varían de intensidad,dependiendo deltipo de la molécula(polar o apolar) y
en el caso de las polares, de cuan polares ellas son.

6. Recordemos las Uniones Químicas

7. Unión Covalente no polar
Moléculas no polares

8. Unión Covalente Polar
Moléculas Polares

11. Polaridad
*La polaridad química o sólo polaridad es una
propiedad de las moléculas que representa la
separación de las cargas eléctricas en la misma.
Esta propiedad está íntimamente relacionada
con otras propiedades como
la solubilidad, punto de fusión, punto de
ebullición, fuerzas intermoleculares, etc.

12. • Al formarse una molécula de modo covalente el
par de electrones tiende a desplazarse hacia
el átomo que tiene mayor electronegatividad.
Esto origina una densidad de carga desigual
entre los núcleos que forman el enlace (se
forma un dipolo eléctrico). El enlace es más
polar cuanto mayor sea la diferencia entre las
electronegatividades de los átomos que se
enlazan; así pues, dos átomos iguales atraerán
al par de electrones covalente con la misma
fuerza (establecida por la Ley de Coulomb) y los
electrones permanecerán en el centro haciendo
que el enlace sea apolar.

13. Dipolo
• Conjunto de dos polos magnéticos o eléctricos
de signos opuestos y cercanos entre sí.

14. Momento dipolar
• Se define como momento dipolar químico (μ) a la medida de
la intensidad de la fuerza de atracción entre dos átomos. Es la
expresión de la asimetría de la carga eléctrica en un enlace
químico. enlace químico:

15. Atracción
entre
moléculas
Fuerzas
ion- dipolo

16. Fuerzas Electrostáticas ion – ion
Son las que se establecen entre iones de igual o distinta carga.
• Los iones con cargas del mismo signo se repelen.
• Los iones con cargas de signo opuesto se atraen.

17. Fuerzas ion - dipolo
Son las que se establecen entre un ion y una molécula polar.

20. Fuerzas ion – dipolo inducido
Son las que se establecen entre un ion y una molécula no polar. La
proximidad del ion produce una distorsión en la nube electrónica de la
molécula no polar, que la convierte, transitoriamente, en una molécula
polar; produciéndose la atracción entre el ion y la molécula polarizada.

22. Interacciones hidrofóbicas
En medio acuoso las moléculas hidrofóbicas se asocian para evitar
interaccionar con el agua.

23. Interacciones hidrofóbicas
Por ejemplo,
• Las que se establecen entre los fosfolípidos que forman las
membranas celulares (bicapa).
• Las que se establecen en el interior de una micela durante la
digestión de los lípidos.

24. Atracción
entre
moléculas
Fuerzas
ion- dipolo

25. Fuerza intermoleculares o fuerzas de
Van der Waals
(sustancias moleculares)
Las fueras de Van der Waals, son débiles atracciones de
carácter electrostático entre moléculas, diferente de
aquellas debidas al enlace covalente o iónico.

26. Se clasifican en:
• Dipolo permanente o interacción
dipolo-dipolo ( dentro de estas están
los puentes de hidrogeno)
• Dipolo permanente-dipolo inducido
• Dispersión o de London ( dipolo
inducido-dipolo inducido)

30. Atracción Dipolo-Dipolo
• Se presentan entre dos moléculas polares
iguales o diferentes. Los dipolos existentes
interaccionan entre sí orientándose de tal
manera que producen uniones débiles entre
ellos. Los puntos de fusión y ebullición de las
sustancias participantes de la unión pueden
modificarse ligeramente.

31. Ejemplos
• Cuanto mayor es la polaridadde una molécula
más intensas son estas fuerzas.
• Ejemplos serian el HCl en agua, el dióxido de
azufre, el agua y alcohol.

32. Enlace o puente de hidrógeno Cuando el átomo
de hidrógeno está unido a átomos muy electronegativos (F, O,
N), queda prácticamente convertido en un protón. Al ser muy
pequeño, ese átomo de hidrógeno “desnudo” atrae
fuertemente (corta distancia) a la zona de carga negativa de
otras moléculas
HF
H2O
NH3

35. • Se da entre los
elementos más
electronegativos de la
tabla, y de menor radio
atómico, como son el
N, O y F.

36. Propiedades
• El puente de hidrogeno es de naturaleza electrostática,
y su fuerza es mucho menor que el enlace covalente,
pero mayor que una atracción dipolo-dipolo.
• Cuando existen enlaces de hidrógenos ( o puente de
hidrogeno) entre las moléculas de una sustancia,
originan que eta sea más fácilmente condensable.
Forma parte de la unión intermolecular en las moléculas
orgánicas, por lo que la gran cantidad de estas da
estabilidad a las moléculas. Por lo que es muy importante
en la constitución de los seres vivos.

39. Dipolo-Dipolo Inducido
• Ocurre entre moléculas polar (dipolo) y una
molécula no polar, porque su distribución
electrónica se distorsiona (dipolo inducido)
debido a la proximidad de la molécula polar.

40. • Ejemplo: El dióxido de
carbono en agua, como en los
refrescos, o el oxígeno
disuelto en el agua en los
lagos, etc.

41. Dipolo Inducido-Dipolo Inducido
(Dipolo instantáneo-Dipolo inducido)

42. Molécula apolar y una molécula apolar: El movimiento
de los electrones permite que, en determinado
momento, moléculas apolares logren inducir un dipolo
en su molécula vecina y esta, una vez polarizada de
secuencia al efecto. Esas fuerzas fueron notadas por el
físico Polaco Fritz London, que sugirió que las
moléculas apolares podrían volverse dipolos
temporales. Esas fuerzas fueron conocidas como
fuerzas de dispersión o fuerzas de London.

43. Fuerzas entre dipolos transitorioso instantáneos
(Fuerzas de London)
Los dipolos inducidos se deben a las fluctuaciones de los
electrones de una zona a otra de la molécula, siendo
más fáciles de formar cuanto más grande sea la
molécula: las fuerzas de London aumentan con la masa
molecular.

44. Se presentan cuando las moléculas no polares sometidas a factores externos como
disminuciónde la temperaturay aumento de la presión, incrementa el acercamiento
entre sí de las moléculas, originandoun desacomodo y un desorden en el movimiento,
generando los dipolosinducidoso instantáneos.

45. Los dipolos inducidosse deben a las
fluctuaciones de los electrones de una zona a
otra de la molécula, siendo más fáciles de
formar cuando más grande es la molécula.

50. Lo semejante disuelve a lo semejante

51. MATERIAL ADICIONAL

52. Carga Formal

53. Definición
• La carga formal de un átomo de una molécula
es la carga que se calcula suponiendo que los
electrones de los enlaces covalentes se
comparten por igual entre los participantes. El
cálculo de la carga formal muestra dónde
quedan a fin de cuentas las cargas positivas y
negativas en la molécula. Si la molécula en su
conjunto es neutra, la suma de cargas
positivas debe ser igual a la suma de sus
cargas negativas

54. Se calcula:
• La carga formal de un átomo en una molécula
se calcula restando: número total de
electrones de valencia menos número de
electrones que no participan del enlace (pares
libres) menos la mitad de los electrones
compartidos en el enlace covalente.

56. PARA EL Nitrógeno (N)
Electrones de valencia:
5 e-
Electrones no
compartidos ó libres:
0 e-
Electrones
compartidos:
8, pero el solo comparte
la mitad seria 4, que es
lo mismo que numero
de enlaces también son
4

57. PARA EL Oxigeno (0)
que tiene el número 2
para identificarlo.
Electrones de valencia:
6 e-
Electrones no
compartidos ó libres:
6 e-
Electrones
compartidos:
2, pero el solo comparte
la mitad seria 1, que es
lo mismo que numero
de enlaces también son
1

64. Modelo de Lewis
Los electrones de valencia de cada átomo se
representan por medio de puntos, cruces o
círculos.
Cada par de electrones compartidos pueden
representarse con una línea y si hay dobles o
triples enlaces se representan con dos o tres
líneas

66. Reglas del octeto
Establece que al formarse un enlace
químico los átomos adquieren, piérden o
comparten electones, de tal manera que la
cara más externa de valencia contenga 8
electrones

67. Reglas del octeto
Hay muchas excepciones pues
hay compuestos con más de 8
electrones de valencia.
En este caso, se dice que la capa
“d” de valencia se ha expandido
(uso de orbitales d y f)

68. 1. Para la mayoría de las moléculas hay un
máximo de 8 electrones de valencia
2. Cuando un átomo tiene orbitales d, la
valencia se expande.
3. Las repulsiones entre electrones deben ser
minimizadas.
4. La molécula debe alcanzar su mínimo de
energía.
Reglas del octeto

69. Generalmente la distancia
diminuye y la energía aumenta
(como valor absoluto) a medida
que aumenta el número de
pares de electrones
compartidos

70. Estructuras de Lewis
1.- Suma algebráica del número de e-
de valencia de cada elemento
Si la carga es (-) sumar electrones
Si la carga es (+) restar electrones
CO3
2- (1*4)C + (3*6)O + (2)carga = 24 e-
N2O (2*5)N + (6*1)O = 16 e-

72. H O N O
O
Ordenamiento
H O N O
O
Fórmula de Lewis
N
O
O
OH
Geometría
HO N O
O HO N O
O

73. Compuestos con número
impar de electrones
Estos compuestos formados con
átomos que contribuyen con un número
impar de electrones de valencia no
obedecen la regla del octeto y son
paramagnéticos

74. Las estructuras se escriben formando tantos pares
de electrones como sea posible y se dejan los
electrones extras sin enlazar
Compuestos con número
impar de electrones

75. • La regla del octeto puede presentar las siguientes
excepciones:
Moléculas con número impar de electrones
Moléculas donde un átomo tiene menos de un octeto
Moléculas donde un átomo tiene más de un octeto
Excepciones de la Regla del Octeto

76. Número Impar de Electrones
• En la mayor parte de las moléculas, el número
de electrones es par y es posible el
apareamiento de los spines de los electrones.
• No obstante, algunas moléculas como NO
contiene 5 + 6 electrones de valencia: es
imposible el apareamiento completo de estos
electrones y no se puede tener un octeto
alrededor de cada uno de los átomos.

77. B FF
F
Menos de ocho electrones
• Una segunda excepción se presenta cuando
hay menos de ocho electrones alrededor de
un átomo de una molécula o de un ion.
• Esta es una situación relativamente rara y se
encuentra con mayor frecuencia en
compuestos de boro y berilio.

79. PCl
Cl
Cl
Cl
Cl
Más de ocho electrones
La tercera y más grande clase de excepciones
consiste en las moléculas en que hay más de
ocho electrones en la capa de valencia de un
átomo. Como ejemplo, consideremos el PCl5

80. Resonancia
C
O
O O- -
C
O
O O
-
-
C
O
O O-
-
A cada estructura se le llama estructura
contribuyente o canónicas y tiene la misma
posibilidad de existir
La energía se le llama energía de resonancia

82. ozono O3

83. Hibridación
Consiste en la combinación lineal de orbitales
atómicos puros.
s + p = sp (2 orbitales) lineal
s + 2p = sp2 (3 orbitales) trigonal
s + 3p = sp3 (4 orbitales) tetraédrico
dsp2 = planar cuadrado
dsp3 = trigonal bipiramidal o piramidal cuadrado
d2sp3 = octaédrico

90. Cuando dos orbitales no son compatibles espacialmente;
cuando las funciones de onda del electrón no pueden
sumarse ni restarse, no se forma un enlace
Orbitales de no-enlace

98. TRPEV
Teoría de la Repulsiónde los Pares de Electrones de Valencia

99. Modelo de repulsión de pares electrónicos y
geometría molecular
• Los enlaces covalentes tienen una dirección determinada y las distancias de
enlace y los ángulos entre los mismos pueden medirse aplicando técnicas de
difracción de rayos X.
• La estructura de Lewis de una molécula nos da idea de cómo están enlazados
los átomos entre sí, pero no refleja la geometría molecular.
• La geometría de una molécula depende de la distribución espacial de los
átomos que la forman, y se puede determinar con mucha precisión mediante
el método de la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia,
RPECV.

100. Estructura de Lewis
Átomos
Moléculas Diatómicas
Los átomos forman moléculas porque compartiendo
electrones alcanzan el octeto electrónico

101. Método de repulsión de pares de electrones de la capa de
valencia (RPECV)
BeF2
Lineal
BCl3
Triangular
CH4
Tetraédrica
BeF2: El Be tiene 2 pares de e–  Ángulo de enlace = 180º.
BCl3: El B tiene 3 pares de e–  Ángulo de enlace = 120º.
CH4: El C tiene 4 pares de e–  Ángulo de enlace = 109,4º
• Las moléculas poliatómicas presentan geometrías que pueden explicarse
mediante la teoría o modelo de RPECV
• La geometría viene dada por la repulsión de los pares de electrones que
rodean al átomo central. Las parejas de e– se sitúan lo más alejadas posibles.

102. • Las zonas electrónicas que rodean al átomo central se orientan en el espacio de tal
manera que las repulsiones eléctricas sean mínimas: estas zonas pueden ser tanto
de electrones enlazantes (los que forman parte de un enlace) como no enlazantes
(pares de electrones no compartidos o libres)
• En el caso de los electrones enlazantes, los enlaces simples, los dobles o los triples
equivalen a una zona electrónica. (Un enlace doble es tratado como un enlace
simple aunque el hecho de que sea un poco más volumen produce pequeñas
variacionesen el ángulo de enlace).
• La geometría de la molécula viene determinada sólo por la disposición de los
núcleos de los átomos enlazados.
• Para establecer el ángulo de enlace, hay que tener en cuenta que la fuerza de
repulsión entre dos zonas no enlazantes es mayor que entre zona enlazante-zona
no enlazante,y esta a su vez mayor que entre dos zonas enlazantes.

103. Geometría molecular:
Método de repulsión de los pares de electrones
de la capa de valencia (VSEPR).
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)

104. Geometría molecular:
Método de repulsión de los pares de electrones
de la capa de valencia (VSEPR).
Dos pares de e enlazados: Molécula lineal
Tres pares de e enlazados: Molécula triangular plana

106. Cinco pares de e enlazados: Molécula bipiramidal triangular
Seis pares de e enlazados: Molécula bipiramidal cuadrada
Geometría molecular:
Método de repulsión de los pares de electrones
de la capa de valencia (VSEPR).

107. Síntesis de las reglas de TRPECV
1. Las geometrías ideales son:
Número de coordinación2 lineal
Número de coordinación3 trigonal planar
Número de coordinación4 tetraédrica
Número de coordinación5 trigonal bipiramide
Número de coordinación6 octaédrica
2. Las repulsiones varían:
ParSolitario-ParSolitario > ParSolitario- ParE nlazante> ParE nlazante - ParE nlazante
2.1 Cuando hay pares solitarios los ángulos son menores a los de las geometrías ideales.
2.2 Los pares solitarios seleccionan el sitio más grande en TBP ecuatorial
2.3 Si todos los sitios son iguales, los pares solitarios estarán en posición trans
3. Los enlaces dobles ocupan más espacio que los enlaces sencillos.
4. Pares enlazados en que el sustituyente es electronegativo ocupa un menor espacio que los que el
sustituyente es electropositivo