Este documento resume una lección de química sobre uniones químicas. Explica los tipos de enlaces químicos iónico, covalente y metálico. Luego describe la teoría de repulsión de pares de electrones de valencia y cómo esto determina la geometría molecular. Finalmente, define varios tipos de uniones intermoleculares como puentes de hidrógeno, dipolo-dipolo e interacciones de dispersión de London. Incluye ejemplos para ilustrar estos conceptos.

1. QUÍMICA 1
Clase 5 – Martes 11 de Abril de 2023
Unidad 1 – Uniones químicas (Segunda parte)

2. Repaso
clase 4
 La unión entre átomos se denomina unión o enlace químico.
 Los enlaces ocurren cuando los átomos comparten, ceden o aceptan electrones
de su último nivel.
 Los átomos buscan tener 8 electrones en su último nivel ocupado.
 Dependiendo de lo que ocurra con los electrones, existen distintos tipos de
enlace: iónico, covalente o metálico.
 Si la diferencia de electronegatividad > 1,7, el enlaces es iónico.
 Si la diferencia de electronegatividad < 1,7, el enlaces es covalente (entre 0 y 0,4:
covalente apolar; entre 0,4 y 1,7 covalente polar). También hay unión dativa
 Las características macroscópicas de una sustancia dependen del tipo de
enlace que exista entre sus átomos.

3. IÓNICO COVALENTE METÁLICO
Ocurre entre un metal y un no metal Ocurre entre no metales Ocurre entre metales
El menos electronegativo (metal)
cede sus electrones al más
electronegativo (no metal). Se
forman iones verdaderos
Los electrones se comparten.
No se forman iones, pero sí
existen densidades de carga.
Los electrones se mueven
libremente entre los núcleos con
carga positiva.
La unión es una consecuencia de las
cargas (fuerzas electrostáticas).
La unión es consecuencia de
los electrones compartidos.
La unión metálica es el sistema de
electrones moviéndose libremente
en la red de cationes.
No conducen la electricidad en
estado sólido. Sí cuando están
fundidos o disueltos en agua.
No conducen la electricidad.
Sí conducen la electricidad.
Además tienen brillo metálico, son
buenos conductores del calor,
maleables y dúctiles.
(a diferencia de los no metales)

4. Temas de la clase de hoy
 Momento dipolar (repaso)
 Teoría de repulsión de pares electrónicos de valencia y
geometría molecular.
 Uniones intermoleculares

5. Momento
Dipolar
 El momento dipolar de enlace, también llamado momento dipolar
químico, se puede definir como la magnitud de la polaridad en un enlace.
 Cuando dos átomos se hallan enlazados químicamente, y sus
electronegatividades son distintas, el de mayor electronegatividad atraerá
a los electrones hacia sí, dando lugar a dos cargas opuestas en el enlace.
 La unidad del momento dipolar usualmente son los Debyes En realidad la
unidad stándard internacional para el momento dipolar es el coulombio
metro, pero es demasiado grande para ser práctica. Estos son algunos
factores de conversión que pueden ser útiles
1 C●m = 2.9979×1029 D
1D = 3.336×10-30 C●m
 Una vez que un conjunto de átomos formen una molécula la distribución
de los electrones y la electronegatividad de los elementos definirán la
polaridad que presentará la molécula independientemente de si se trate
de una molécula neutra o no.

6.  Los momentos dipolares en moléculas diatómicas varían entre 0 y 11
D. Para poner ejemplos de los extremos, la molécula Cl2 tiene un momento
dipolar de 0, o sea que es apolar, mientras de la molécula de HCl en
estado gaseoso tiene un momento dipolar de 1,03 D, siendo polar la
misma.

7. Momento
Dipolar
¡LO IGUAL DISUELVE A LO IGUAL!
Pero supongamos una molécula como la siguiente:
 La diferencia de electronegatividad entre los átomos de oxígeno y carbono
debería dar un momento dipolar distinto de cero. Sin embargo está
demostrado experimentalmente que la molécula de dióxido de carbono es
apolar
 Esto de explica por la geometría de la molécula
 Con esto queda demostrado que la polaridad de una molécula depende de
los momentos dipolares de enlace así como de la geometría molecular
determinada por la teoría de repulsión de los electrones de la capa de
valencia (TREPEV).
 El momento dipolar permite explicar la disolución de moléculas en solventes
polares o no polares
 Cuanto mas cercano a cero sea el momento dipolar menos polar será la
molécula y se disolverá mas fácilmente en compuestos no polares

8. Preguntas:
¿Qué se disuelve mas fácilmente en agua el CO o el CO2?
¿Si quisiera disolver acetona en agua que debería hacer?

9. Teoría de Repulsión entre Pares de Electrones de Valencia
 La teoría de repulsión entre pares de electrones de valencia (TREPEV) dice que los
enlaces y los pares de electrones no enlazados buscarán permanecer lo más alejados
posibles entre sí.
En estos tres casos, el nitrógeno, el oxígeno y el
carbono centrales tienen 4 pares de electrones a
su alrededor entre pares de electrones
enlazantes (enlaces) y electrones no enlazantes
(orbitales). La geometría electrónica para 4 pares
de electrones son los vértices de un tetraedro
(pirámide de base triangular). Pero la geometría
molecular es diferente en los tres casos ya que
sólo considera la geometría de la molécula
considerando a los átomos y sus enlaces, pero
omite los electrones no enlazantes.

12.  Esta teoría es importante permite explicar por qué el agua (H2O) es una
molécula de geometría angular mientras que el dióxido de carbono (CO2) es
lineal.

13. Conociendo la geometría de la molécula y analizando la polaridad de sus
enlaces se determina si la misma es una molécula polar o apolar. Esto
determinará el tipo de enlaces intermoleculares presentes.

14. Uniones intermoleculares
 Las distintas moléculas o especies atómicas se unen entre sí
por distinto tipos de fuerzas, dependiendo de sus
características. Aquí se listan y explican desde las más fuertes
hasta las más débiles.
Uniones
intermo-
leculares
Las fuerzas o uniones
intermoleculares son
aquellas interacciones
que mantienen unidas
las moléculas.

15.  Las distintas moléculas o especies atómicas se unen
entre sí por distinto tipos de fuerzas, dependiendo de
sus características.
Las fuerzas o uniones
intermoleculares son
aquellas interacciones
que mantienen unidas
las moléculas.
Uniones
intermo-
leculares
Uniones intermoleculares

16.  Enlace dipolo-dipolo. Los dipolos de las distintas
moléculas se orientan de manera que la densidad de
carga positiva de una molécula se acerca a la
densidad de carga negativa de otra.
Las fuerzas o uniones
intermoleculares son
aquellas interacciones
que mantienen unidas
las moléculas.
Uniones
intermo-
leculares
Uniones intermoleculares

17.  Enlace ión-dipolo. atraen entre sí a un
ion (ya sea un catión o un anión) y a una
molécula polar. Los iones positivos son
atraídos hacia el extremo negativo de
un dipolo, mientras que los iones
negativos son atraídos hacia el extremo
positivo. Las fuerzas ion-dipolo son muy
importantes para las disoluciones de
sustancias iónicas en líquidos polares,
como una disolución de NaCl en agua.
Las fuerzas o uniones
intermoleculares son
aquellas interacciones
que mantienen unidas
las moléculas.
Uniones
intermo-
leculares
Uniones intermoleculares

18.  Enlace puentes de hidrógeno. Se trata de una situación especial donde la
densidad de carga positiva es siempre un hidrógeno unido un elemento
muy electronegativo (como oxígeno o nitrógeno) y la densidad de carga
negativa son los electrones no enlazantes de ese átomo electronegativo
de otra molécula. Esto ocurre por ejemplo en el amoníaco (NH3) y en el
agua:
Uniones
intermo-
leculares
Las fuerzas o uniones
intermoleculares son
aquellas interacciones
que mantienen unidas
las moléculas.

19.  Fuerzas de dispersión de London. Son las más débiles de todas y ocurren aún entre las
moléculas donde no existen cargas formales (iones) o dipolos permanentes.
 Sabemos que en una molécula cuyos enlaces son no polares, los electrones se mueven
libremente e independientemente alrededor de los núcleos. En algún momento, los
electrones pueden concentrarse en la misma parte de la molécula generando una
densidad de carga negativa momentánea. Este dipolo momentáneo induce dipolos
también momentáneos en sus moléculas vecinas. El resultado es una ligera fuerza de
atracción entre las moléculas.
 Cuanto más capas de electrones tenga un átomo, mayor será la posibilidad de que esa
nube electrónica presente estas variaciones temporales y más fuertes serán las Fuerzas
de London.
Uniones
intermo-
leculares
Las fuerzas o uniones
intermoleculares son
aquellas interacciones
que mantienen unidas
las moléculas.

20. En Resumen:

21. Temperaturas de ebullición y fusión de los compuestos químicos.
 Las sustancias químicas se pueden presentar en tres estados de la materia:
sólido, líquido o gaseoso.
 El estado de la materia depende de la fuerza con que las moléculas se
atraen entre sí:
• Sólidos: átomos y moléculas fijos con uniones rígidas entre sí
• Líquidos: átomos y moléculas con cierta movilidad y uniones fuertes entre sí
• Gases: átomos y moléculas con gran movilidad y uniones débiles entre sí
Uniones
intermo-
leculares

22. Temperaturas de ebullición y fusión de los compuestos químicos.
 Para que una sustancia pase de sólido a líquido y de líquido a gas,
debemos entregar suficiente calor (aumento de la temperatura) para
poder vencer las fuerzas intermoleculares de la sustancia.
 A medida que las uniones intermoleculares se debilitan, las sustancias
pasan de sólidas a líquidas y luego a gases. Es por ello que, para una
sustancia determinada, cuanto mayor sea el temperatura de ebullición
(temperatura en que pasa de líquida a gas) y mayor sea el temperatura de
fusión (temperatura en que pasa de sólida a líquida) de una sustancia,
significa que más fuertes son las uniones intermoleculares que tiene.
Uniones
intermo-
leculares

24. Sulfuro de hidrógeno Dipolo-dipolo
Metanol Dipolo-dipolo
Sacarosa Dipolo-dipolo
Ejemplos

25. Amoniaco Puente de Hidrógeno
Agua
Ejemplos
Puente de Hidrógeno

26. Anhídrido carbónico London
Benceno London
Metano London
Ejemplos

27. Ejercicios
de
Ejemplo
1. Representen el vector momento dipolar para cada uno de los
siguientes enlaces:
Si - Cl
C - O
2. En cada uno de los siguientes pares, seleccionen la sustancia que
presente mayor punto de ebullición. Justifiquen las respuestas.
CO2 y SO2
3. Predigan el orden de las siguientes sustancias según sus puntos de
ebullición crecientes. Justifiquen la respuesta.
CCl4 CH3F CHI3
4. A partir de las interacciones intermoleculares, ordenen las siguientes
sustancias en forma creciente de solubilidad en agua:
PCl3 NH3 SiH4
5. Indiquen el tipo de fuerzas intermoleculares presentes en cada una de
las siguientes sustancias:
CBr4 HNO2

28. Próxima clase
Día: 18 de Abril
Tema: Uniones Químicas – Parte 3