Geometría molecular

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CAPITULO 9 Teoría de Enlace Geometría Molecular Fuerzas Intermoleculares Docente: Olga Liliana Rizo Vivas UNIVERSIDAD PONTIFICIA BOLIVARIANA

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Page 1: Geometría molecular

CAPITULO 9

Teoría de Enlace

Geometría Molecular

Fuerzas Intermoleculares

Docente: Olga Liliana Rizo Vivas

UNIVERSIDAD PONTIFICIA BOLIVARIANA

Page 2: Geometría molecular

Símbolos de puntos de Lewis

El desarrollo de la tabla periódica y el concepto de configuración dieron a los químicos los fundamentos para entender cómo se forman las moléculas y los compuestos. La explicación propuesta por Gilbert Lewis es que los átomos se combinan para alcanzar una configuración electrónica más estable. La estabilidad máxima se logra cuando un átomo es isoelectrónico con un gas noble.

Page 3: Geometría molecular

Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico, sólo entran en contacto con sus regiones externas. Por esta razón, cuando estudiamos los enlaces químicos consideramos sobre todo los electrones de valencia de los átomos.

Para reconocer los electrones de valencia y asegurarse de que el número total de electrones no cambia en una reacción química, los químicos utilizan el sistema de puntos desarrollado por Lewis.

Un símbolo de puntos de Lewis consta del símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia de un átomo del elemento.

Page 4: Geometría molecular

Estructura de Lewis para los elementos representativos y gases nobles

Page 5: Geometría molecular

Generalidades de enlace

• El concepto de enlace químico surgió al mismo tiempo que la noción de átomo. Desde el momento en que se admitió la existencia de partículas elementales fue necesario pensar en una fuerza capaz de unirlas para explicar la cohesión de la materia.

• La fuerza que mantiene unidos los átomos en su estado combinado se llama enlace-químico.

Page 6: Geometría molecular

Enlace iónico

El descubrimiento de la electrólisis que demuestra cómo algunos compuestos al disolverse en agua producen iones capaces de conducir la corriente eléctrica, lleva a Berzelius, en 1812, a asignarle a los átomos polos positivos y negativos y a proponer la atracción electrostática entre iones de carga opuesta, que dio origen al enlace iónico.

Un enlace iónico ocurre cuando uno o más electrones son transferidos de la capa de valencia de un átomo a la de otro. El átomo que pierde electrones se convierte en ion positivo (catión) y el que los adquiere se convierte en negativo (anión).

Page 7: Geometría molecular

Los átomos de los elementos con bajas energías de ionización tienden a formar cationes; en cambio, los que tienen alta afinidad electrónica tienden a formar aniones. Como regla, los metales alcalinos y alcalinotérreos tienen más probabilidad de formar cationes en los compuestos iónicos, y los más aptos para formar aniones son los halógenos y el oxígeno.

Li + F Li+ F -

1s22s1 1s22s22p5 1s22s22p6

Li Li+ + e-

e- + F F -

F - Li+ + Li+ F -

Page 8: Geometría molecular

Ejemplo

Utilice los símbolos de puntos de Lewis para explicar la formación del óxido de aluminio (Al2O3)

Page 9: Geometría molecular

Enlace covalente

Para los compuestos no electrolizables, Dumas, en 1834, imaginó otro modelo de enlace: el covalente. Según este modelo, los átomos al formar una molécula pierden su individualidad, y las propiedades del agregado molecular obtenido dependen de la forma como se unan los átomos. Cada átomo no puede hacer sino un número limitado de enlaces que es lo que se llama valencia o capacidad de enlace. De ahí que el carbono que se combina como máximo cuatro átomos de hidrógeno, se considera tetravalente, el hidrógeno y los halógenos serán monovalentes, oxígeno y el azufre divalentes y el nitrógeno y el fósforo trivalentes.

Page 10: Geometría molecular

Un enlace covalente ocurre cuando dos o más átomos comparten uno o más pares de electrones.

¿Por qué compartirían electrones dos átomos?

F F +

7e- 7e-

F F

8e- 8e-

F F

F F

Estructura de Lewis para F2

Pares libres Pares libres

Pares libres Pares libres

Enlace covalente simple

Enlace covalente simple

Page 11: Geometría molecular

La formación de estas moléculas ilustra la regla del octeto, propuesta por Lewis: un átomo diferente del hidrógeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea de ocho electrones de valencia, es decir se forma un enlace covalente cuando no hay suficientes electrones para que cada átomo individual complete su octeto.

La regla del octeto funciona principalmente para los elementos del segundo período de la tabla periódica. Existen excepciones importantes a la regla del octeto que darán mayor información a cerca de la naturaleza del enlace químico.

Page 12: Geometría molecular

8e-

H H O + + O H H O H H or

2e- 2e-

Estructura de Lewis para el agua

Doble enlace – dos átomos comparten dos pares de electrones

Enlace covalente simple

O C O or O C O

8e- 8e- 8e-

Enlaces dobles

Enlaces dobles

Triple enlace – dos átomos comparten tres pares de electrones

N N

8e- 8e- N N

Triple enlace Triple enlace

or

Page 13: Geometría molecular

Longitud de los enlaces covalentes: La longitud entre el núcleo de dos átomos unidos por un enlace covalente en una molecula.

Longitud

Triple enlace < Doble enlace < Enlace simple

Page 14: Geometría molecular

Los compuestos iónicos y covalentes exhiben marcadas diferencias en sus propiedades físicas generales debido a que sus enlaces son de distinta naturaleza.

En los compuestos covalentes existen dos tipos de fuerzas de atracción. Una de ellas la que mantiene unidos a los átomos de una molécula. Una medida cuantitativa de esta atracción es la entalpía de enlace y otra fuerza de atracción opera entre las moléculas y se llama fuerza intermolecular.

Como las fuerzas intermoleculares suele ser más débiles que las fuerzas que mantienen unidos a los átomos de una molécula, las moléculas de un compuesto covalente se unen con menos fuerza. En consecuencia, los compuestos covalentes casi siempre son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión.

Las fuerzas electrostáticas que mantienen unidos a los iones de un compuesto iónico, por lo común son muy fuertes, de modo que los compuestos iónicos son sólidos a temperatura ambiente y tienen puntos de fusión elevados.

Page 15: Geometría molecular

9.4

Page 16: Geometría molecular

Enlace metálico

Cuando interacciona un metal con otro metal se produce el enlace metálico. Los metales tienen ciertas propiedades totalmente diferentes de las otras sustancias. Son sólidos cristalinos de estructura simple, cuyas unidades son átomos de la misma clase.

Page 17: Geometría molecular

Enlace covalente polar

Un enlace covalente, como se indicó antes, es el que forma dos átomos que comparten un par de electrones.

En un molécula como el H2, donde los átomos son idénticos, cabe esperar que los electrones se compartan en forma equitativa, sin embargo, el enlace covalente de la molécula de HF, los átomos de H y F no comparten por igual los electrones porque son átomos distintos.

El enlace en HF se denomina enlace covalente polar, o simplemente enlace polar porque los electrones pasan más tiempo alrededor de un átomo que del otro. La evidencia experimental indica que en la molécula de HF, los electrones pasan más tiempo cerca del átomo de Flúor.

Page 18: Geometría molecular

H F

F H

El enlace covalente polar o polar es un enlace covalente donde

la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos no es muy

grande (aproximadamente 1.7 o un poco mayor)

Alta electronegatividad

Mediana electronegatividad

mucha e- mediana e-

d+ d-

9.5

Page 19: Geometría molecular

La electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer

los electrones de otro átomo en un enlace químico. Es útil para

distinguir el enlace covalente no polar del enlace covalente polar.

Afinidad de electrones - calculable, Cl es el más afín

Electronegatividad - relativa, F es el más electronegativo

X (g) + e- X-(g)

Page 20: Geometría molecular

La electronegatividad es un concepto relativo, ya que se sólo se puede medir respecto de la de otros elementos. Linus Pauling desarrolló un método para calcular las electronegatividades relativas de la mayoría de los elementos. Los átomos de los elementos con grandes diferencias de electronegatividad tienden a formar enlaces iónicos entre sí (como los que existen en el NaCl y el CaO). Un enlace iónico por lo general une un átomo de un elemento metálico con un átomo de un elemento no metálico. Los átomos con electronegatividades parecidas tienden a formar entre ellos enlaces covalentes polares porque el desplazamiento de la densidad electrónica suele ser pequeño. En la mayoría de enlaces covalentes participan átomos de elementos no metálicos.

Page 21: Geometría molecular

Electronegatividades en la tabla periodica

Page 22: Geometría molecular

Variación de la electronegatividad con respecto al # atómico

Page 23: Geometría molecular

Covalente

comparte e-

Covalente Polar

Transferencia parcial de e-

Iónico

transferencia e-

- Electronegatividad +

Clasificación de los enlaces por electronegatividad

Diferencia Tipo de enlace

0 Covalente

2 Iónico

0 < y <2 Covalente Polar

Page 24: Geometría molecular

Los conceptos de electronegatividad y afinidad electrónica están relacionados pero son diferentes.

La afinidad electrónica se refiera a la atracción de un átomo aislado por un electrón adicional.

La electronegatividad es una medida de la habilidad de un átomo (enlazado con otro) para atraer los electrones compartidos.

La afinidad electrónica es una cantidad susceptible de medirse de forma experimental, en tanto la electronegatividad es un valor estimado que no se puede medir.

Page 25: Geometría molecular

Clasifique los siguientes enlaces en iónicos, covalentes

polares y covalentes: CsCl, HS y N2

Cs – 0.7 Cl – 3.0 3.0 – 0.7 = 2.3 Iónico

H – 2.1 S – 2.5 2.5 – 2.1 = 0.4 Covalente Polar

N – 3.0 N – 3.0 3.0 – 3.0 = 0 Covalente

Page 26: Geometría molecular

Ejemplo

Clasifique los siguientes enlaces como iónicos, covalentes polares o covalentes puros: a)El enlace en HCl b)El enlace en KF c) El enlace CC en H3CCH3

Page 27: Geometría molecular

Escritura de las estructuras de Lewis

La regla del octeto y la estructuras de Lewis nos dan una visión

completa del enlace covalente, son de gran utilidad para representar

los enlaces en muchos compuestos y explicar las propiedades y

reacciones de las moléculas. Los pasos básicos son los siguientes:

1. Dibuje la estructura del compuesto mostrando qué átomos están

conectados con otros. Coloque el elemento menos electronegativo

al centro.

2. Calcule el número total de electrones. Agregue 1 por cada carga

negativa y elimine 1 por cada carga positiva.

3. Complete los octetos de electrones para todos los elementos,

excepto para el hidrógeno.

4. Si la estructura tiene demasiados electrones, forme enlaces dobles

o triples en el átomo central.

Page 28: Geometría molecular

Escriba la estructura de Lewis para el NF3.

Paso 1 – N es menos electronegativo que el F, coloquémoslo al centro

F N F

F

Paso 2 – Contar los electrones de valencia N - 5 (2s22p3) y F - 7

(2s22p5) 5 + (3 x 7) = 26 electrones de valencia

Paso 3 – Dibujemos enlaces simples entre los átomos de N y F y

completemos los octetos.

Paso 4 - Revise que el número de electrones en la estructura sea

igual al número de electrones de valencia 3 enlaces simples (3x2) + 10 pares de iones (10x2) = 26 electrones de

valencia

Page 29: Geometría molecular

Escriba la estructura de Lewis para el (CO32-).

Paso 1 – El C es menos electronegativo, pongámoslo al centro.

O C O

O

Paso 2 – Contar los e- de valencia C - 4 (2s22p2) y O - 6 (2s22p4)

-2 carga – 2e-

4 + (3 x 6) + 2 = 24 electrones de valencia

Paso 3 – Dibujemos enlaces simples entre los átomos de C y O

y completemos los octetos.

Paso 4 - Revisar que el # de e- sea el mismo que el de valencia

3 enlaces simples (3x2) + 10 pares de iones (10x2) = 26 electrones de valencia

Paso 5 - Demasiados electrones, formemos enlaces dobles:

2 enlaces sencillos (2x2) = 4

1 doble enlace = 4

8 pares de iones (8x2) = 16

Total = 24

Page 30: Geometría molecular

Ejemplo

Escriba la estructura de Lewis para el ácido nítrico (HNO3), donde los tres átomos de O están enlazados al átomo central de N y el átomo de H que se ioniza se enlaza con uno de los átomos de O.

Page 31: Geometría molecular

Posibles estructuras para el (CH2O)

H C O H H

C O H

La carga formal de un átomo es la diferencia entre el número

de electrones de valencia y un átomo individual y el número

de electrones asignados a dicho átomo al utilizar la

estructura de Lewis.

Carga formal

en la

estructura de

Lewis

= 1

2

Número total

de electrones

con enlace ( ) Número de

electrones de

valencia - Número de

electrones sin

enlaces -

La suma de las cargas formales de los átomos de una

molécula es igual a la carga de la molécula

Page 32: Geometría molecular

H C O H

C – 4 e-

O – 6 e-

2H – 2x1 e-

12 e-

2 enlaces simples (2x2) = 4

1 enlace doble = 4

2 par de iones (2x2) = 4

Total = 12

Carga del C = 4 - 2 - ½ x 6 = -1

Carga del O = 6 - 2 - ½ x 6 = +1

Carga de un

átomo en la

estructura de

Lewis

= 1

2

Número total

de electrones

con enlace ( ) Número de

electrones de

valencia libres - Número total

de electrones

sin enlace -

-1 +1

Page 33: Geometría molecular

C – 4 e-

O – 6 e-

2H – 2x1 e-

12 e-

2 enlaces simples (2x2) = 4

1 enlace doble = 4

2 pares de iones (2x2) = 4

Total = 12

H C O

H

Carga del C = 4 - 0 - ½ x 8 = 0

Carga del O = 6 - 4 - ½ x 4 = 0

0 0

Carga de un

átomo en la

estructura de

Lewis

= 1

2

Número total

de electrones

con enlace ( ) Número de

electrones de

valencia libres - Número total

de electrones

sin enlace -

Page 34: Geometría molecular

Carga formal y la estructura de Lewis

1. Las moléculas neutras en la estructura de Lewis se

colocan en la parte central de la estructura.

2. Las estructuras de Lewis con elementos cuya carga es

elevada, son menos comunes que aquellas con una

carga pequeña.

3. En la estructura de Lewis, los átomos cuya carga es

negativa, por lo general se colocan con los elementos

más electronegativos.

¿Cuál es la estructura correcta para el CH2O?

H C O H

-1 +1 H C O

H

0 0

Page 35: Geometría molecular

Excepciones a la regla el octeto

Octeto incompleto

H H Be Be – 2e-

2H – 2x1e-

4e-

BeH2

BF3

B – 3e- 3F – 3x7e-

24e- F B F

F

3 enlaces simples (3x2) = 6

9 pares de iones (9x2) = 18

Total = 24

Page 36: Geometría molecular

Excepciones de la regla del octeto

Estructuras con electrones impares

N – 5e- O – 6e-

11e-

NO N O

El octeto expandido (un átomo central con un número cuántico n > 2)

SF6

S – 6e- 6F – 42e-

48e- S

F

F

F

F F

F

6 enlaces simples (6x2) = 12

18 Pares de iones (18x2) = 36

Total = 48

Page 37: Geometría molecular

Geometría Molecular

Es la disposición tridimensional de los átomos de una molécula. La geometría de una molécula afecta sus propiedades físicas y químicas: punto de fusión, el punto de ebullición, la densidad y el tipo de reacciones en que pueden participar.

La capa de valencia a menudo llamado par enlazante , es el responsable de mantener dos átomos juntos. Sin embargo donde hay una molécula poli atómica donde hay dos o más enlaces entre el átomo central y los átomos que lo rodean, la repulsión entre los electrones de los diferentes pares

enlazantes hace que se mantengan lo más alejados posible.

Page 38: Geometría molecular

La geometría que finalmente adopta la molécula es aquella en la que la repulsión es mínima. Este enfoque para estudiar la geometría molecular se llama modelo de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV), ya que explica la distribución geométrica de los pares electrónicos que rodean el átomo central en términos de la repulsión electrostática entre dichos pares. Reglas generales para la aplicación del modelo RPECV: 1. Al considerar la repulsión de los pares electrónicos, los

enlaces dobles y triples se pueden tratar como si fueran enlaces sencillos.

2. Si una molécula tiene dos o más estructuras resonantes, podemos aplicar el modelo RPECV.

Page 39: Geometría molecular

Con este modelo podemos predecir la geometría de las moléculas de manera sistemática. Para lograrlo es conveniente dividir las moléculas en dos categorías, dependiendo de la presencia o ausencia de pares electrónicos libres en el átomo central. I. Moléculas en las que el átomo central no

tiene pares de electrones libres.

II. Moléculas en las que el átomo central tiene uno o más pares de electrones libres.

Page 40: Geometría molecular

Modelo de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV):

Predicción de la geometría de las moléculas mediante la repulsión electroestática de pares de electrones compartidos y libres.

AB2 2 0

Clase

# de átomos unidos al átomo

central

# de pares libres en el

átomo central Arreglo de los pares

de electrones Geometría molecular

lineal lineal

B B

Page 41: Geometría molecular

Cl Cl Be

2 átomos enlazados al átomo central

0 pares de electrones libres en el átomo central

Page 42: Geometría molecular

AB2 2 0 lineal lineal

Clase

# de átomos unidos al

átomo central

# de pares electrones libres en el

átomo central

Geometría molecular

RPECV

AB3 3 0

triangular plana

triangular plana

Arreglo de los pares de electrones

Page 43: Geometría molecular
Page 44: Geometría molecular

AB2 2 0 lineal lineal

Clase

# de átomos unidos al

átomo central

# de pares de electrones libres

en el átomo central

Geometría molecular

RPECV

AB3 3 0 triangularpla

na triangularpla

na

AB4 4 0 tetrahédrica tetrahédrica

Arreglo de los pares de electrones

Page 45: Geometría molecular
Page 46: Geometría molecular

AB2 2 0 lineal lineal

Clase

# de átomos unidos al

átomo central

# de electrones libres en el

átomo central

Arreglo de los pares de electrones

Geometría molecular

RPECV

AB3 3 0 triangular

plana triangular

plana

AB4 4 0 tetrahédrico tetrahédrico

AB5 5 0 triangular

bipiramidal triangular

bipiramidal

Page 47: Geometría molecular
Page 48: Geometría molecular

AB2 2 0 lineal lineal

Clase

# de átomos pegados al

átomo central

# de pares libres en el

átomo central

Arreglo de los pares de

electrones

Geometría molecular

RPECV

AB3 3 0 triangular

plano triangular

plano

AB4 4 0 tetrahédrico tetrahédrico

AB5 5 0 triangular

bipiramidal triangular

bipiramidal

AB6 6 0 octahédrico octahédrico

Page 49: Geometría molecular
Page 50: Geometría molecular
Page 51: Geometría molecular

Moléculas en las que el átomo central tiene uno

o más pares de electrones libres.

La determinación de la geometría de una molécula resulta más complicada si el átomo central tiene pares tanto libres como enlazantes. En estas moléculas hay tres tipos de fuerzas de repulsión:

Entre pares enlazantes

Entre un pares libres

Entre un par enlazante y uno libre

Page 52: Geometría molecular

Repulsión de par enlazante vs.

Par enlazante

Repulsión de par libre vs. par libre

Repulsión de par libre vs. par enlazante

> >

Comparación de la repulsión entre pares de electrones

Page 53: Geometría molecular

Clase

# de átomos pegados al

átomo central

# de pares libres en el

átomo central

Arreglo de los pares de

electrones

Geometría molecular

RPECV

AB3 3 0 triangular

plana triangularpla

na

AB2E 2 1 triangular plana

doblada

Page 54: Geometría molecular

Clase

# de átomos pegados al

átomo central

# de pares libres en el

átomo central

Arreglo de los pares de

electrones

Geometría molecular

RPECV

AB3E 3 1

AB4 4 0 tetrahédrica tetrahédrica

tetrahédrica triangular piramidal

Page 55: Geometría molecular

Clase

# de átomos pegados al

átomo central

# de pares libres en el

átomo central

Arreglo de los pares de

electrones

Geometría molecular

RPECV

AB4 4 0 tetrahédrico tetrahédrico

AB3E 3 1 tetrahédrico triangular piramidal

AB2E2 2 2 tetrahédrico doblada

H

O

H

Page 56: Geometría molecular

Clase

# de átomos pegados al

átomo central

# de pares libres en el

átomo central

Arreglo de los pares de

electrones

Geometría molecular

RPECV

AB5 5 0 triangular bipiramidal

triangular bipiramidal

AB4E 4 1 triangular

bipiramidal tetrahedro deformado

Page 57: Geometría molecular

Clase

# de átomos pegados al

átomo central

# de pares libres en el

átomo central

Arreglo de los pares de

electrones

Geometría molecular

VSEPR

AB5 5 0 triangular

bipiramidal triangular

bipiramidal

AB4E 4 1 triangular

bipiramidal tetrahedro deformado

AB3E2 3 2 triangular

bipiramidal Forma de T

Cl F

F

F

Page 58: Geometría molecular

Clase

# de átomos pegados al

átomo central

# de pares libres en el

átomo central

Arreglo de los pares de

electrones

Geometría molecular

VSEPR

AB5 5 0 triangular

bipiramidal triangular

bipiramidal

AB4E 4 1 triangular

bipiramidal tetrahedro deformado

AB3E2 3 2 triangular

bipiramidal en forma de T

AB2E3 2 3 triangular

bipiramidal lineal

I

I

I

Page 59: Geometría molecular

Clase

# de átomos pegados al

átomo central

# de pares libres en el

átomo central

Arreglo de los pares de

electrones

Geometría molecular

VSEPR

AB6 6 0 octahédrico octahédrico

AB5E 5 1 octahédrico piramidal cuadrada

Br

F F

F F

F

Page 60: Geometría molecular

Clase

# de átomos pegados al

átomo central

# de pares libres en el

átomo central

Arreglo de los pares de

electrones

Geometría molecular

VSEPR

AB6 6 0 octahédrico octahédrico

AB5E 5 1 octahédrico piramidal cauadrada

AB4E2 4 2 octahédrico cuadrada

plana

Xe

F F

F F

Page 61: Geometría molecular
Page 62: Geometría molecular

Predicción de la geometría molecular

1. Escribir la estructura de Lewis para una molécula.

2. Contar el número de pares de electrones en el átomo central y

el numero de átomos unidos al átomo central.

3. Usar el RPECV para predecir la geometría de la molécula.

¿Cual es la geometría molecular del SO2 y del SF4?

S O O

AB2E

ligado

S

F

F

F F

AB4E

tetrahedro deformado

Page 63: Geometría molecular

Momentos dipolares y moleculas polares

H F

Región de alta

densidad electrónica

Región de baja

densidad electrónica

d+ d-

m = Q x r Q es la carga

r es la distancia entre dos cargas

1 D = 3.36 x 10-30 C m

Page 64: Geometría molecular
Page 65: Geometría molecular
Page 66: Geometría molecular

¿Cuáles de las siguientes moléculas tienen un momento dipolar? H2O, CO2, SO2, y CH4

O

momento dipolar (molécula polar)

S

C O O

momento no dipolar (molécula no polar)

momento dipolar (molécula polar)

C

H

H

H H

momento no dipolar (molécula no polar)

Page 67: Geometría molecular

¿Tiene el BF3 un momento dipolar?

Page 68: Geometría molecular

¿Tiene CH2Cl2 un momento dipolar?

Page 69: Geometría molecular
Page 70: Geometría molecular

Atracciones entre moléculas

Al considerar el enlace covalente se ha visto que los átomos comparten electrones con otros átomos, formando unidades perfectamente diferenciables llamadas moléculas. Por ejemplo, CO2, PCl5, NH3. Los átomos de estas moléculas están unidos por fuertes enlaces covalentes sigma que determinan la reactividad química y, por lo tanto, son los responsables de las propiedades químicas de estas sustancias llamadas moleculares.

Page 71: Geometría molecular

Fuerzas intermoleculares

Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas de atracción que existen entre las moléculas.

Las fuerzas intramoleculares mantienen juntos los átomos de una molécula.

Intermolecular vs Intramolecular

• 41 kJ para vaporizar 1 mol de agua (intermolecular)

• 930 kJ para romper todos los enlaces O-H en 1 mol de agua

(intramolecular)

Generalmente, las fuerzas intermoleculares son mucho más débiles que las fuerzas intramoleculares.

“Medidas” de fuerzas intermoleculares

punto de ebullición

punto de fusión

DHvap

DHfus

DHsub

Page 72: Geometría molecular

Las atracciones de unas moléculas con otras son muy débiles, pudiendo separarse fácilmente, razón por la cual suelen ser gases o líquidos y aún sólidos con puntos de fusión y ebullición relativamente bajos. Estas fuerzas intermoleculares débiles, responsables de las propiedades físicas de las sustancias moleculares se conocen como Dipolo-Dipolo Puentes de Hidrógeno Fuerzas de London

Todas ellas las anteriores conocidas como Fuerzas de Van der Waals.

Page 73: Geometría molecular

Fuerzas dipolo-dipolo

Fuerzas de atracción entre moléculas polares.

Orientación de moléculas polares en un sólido

Page 74: Geometría molecular

Fuerzas dipolo-dipolo

Cuando las moléculas polares se aproximan una la otra, tienden a orientarse de tal manera que el polo positivo de una se dirige hacia el polo negativo de la otra: hay una atracción electrostática entre los dipolos. Esta atracción es mucho más débil que la que ocurre entre iones de carga opuesta porque los dipolos son sólo cargas parciales; las moléculas están en continuo movimiento y evitan que los dipolos se alineen perfectamente y se presentan fuerzas repulsivas cuando se acercan dipolos con igual carga.

Page 75: Geometría molecular

Enlace por puente de hidrógeno

El enlace por puente de hidrógeno es una interacción dipolo-dipolo especial entre el átomo de hidrógeno en un enlace polar N-H, O-H, o F-H y un enlace electronegativo en los átomos O, N o F.

A H … B A H … A or

A & B son N, O, o F

Page 76: Geometría molecular

Enlace por puentes de hidrógeno

Una atracción dipolo-dipolo especialmente fuerte se presenta cuando el hidrógeno se une covalentemente a átomos extremadamente electronegativos y muy pequeños como flúor, oxígeno y nitrógeno; por ejemplo, HF, H2O, NH3. La alta electronegatividad de F, O ó N y el pequeño tamaño de hidrógeno hacen que el desbalance de carga sea muy grande originándose un dipolo permanente muy fuerte. El enlace hidrógeno es el más importante tipo de atracción débil que existe. Por ejemplo el fluoruro de hidrógeno se presenta uno de los más fuertes enlaces hidrógeno. Estos son los responsables de que el agua se un líquido a temperatura ambiente, en ves de un gas, como también de la orientación de las moléculas de agua en el hielo, para dar una estructura cristalina muy abierta.

Page 77: Geometría molecular

La presencia de puentes de hidrógeno entre moléculas hace que su peso molecular efectivo sea mayor que el de una sola unidad, lo cual afecta las propiedades. El enlazamiento de hidrógeno también puede ocurrir entre moléculas diferentes. Por ejemplo, la alta solubilidad del amoníaco y de las sales de amonio en agua se debe principalmente a este fenómeno.

Page 78: Geometría molecular

Enlace por puente de hidrógeno

Page 79: Geometría molecular

¿Por qué se considera al enlace por puente de hidrógeno como una interacción dipolo-dipolo “especial?

Disminución del PM Disminución del punto de ebullición

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Fuerzas de London

Las moléculas no polares y los átomos que constituyen los gases nobles experimentan atracciones muy débiles llamadas fuerzas de London, cuya naturaleza se puede explicar recordando que los electrones de una molécula se pueden considerar en movimiento constante, por lo tanto, en cualquier instante puede haber un desbalance en la distribución de carga de la molécula. El extremo positivo del dipolo instantáneo atraerá los electrones de un átomo vecino induciendo un momento dipolar momentáneo en la otra molécula. Estos dipolos inducidos son causa de que las moléculas no polares se atraigan mutuamente. Como se hacen y se deshacen continuamente, su duración es muy corta y son extremadamente débiles.

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Mientras mayor sea el tamaño molecular y por tanto el peso molecular, mayor es la polarizabilidad de las nubes electrónicas, por esta razón, las fuerzas de London crecen en importancia al aumentar el tamaño molecular. Se encuentran presentes en todo tipo de sustancias, las gaseosas no polares, incluyendo los gases nobles, se pueden licuar gracias a las fuerzas de London.