Enlaces químicos

Tema: Fuerzas Intramoleculares e intermoleculares.
Autor: Brandon Aguilar Prendas.
Lugar de realización: San José, Costa Rica.
Fecha de realización: 29 de Septiembre del 2016.
Correo Electrónico: [email protected]
RECORDAR:
Electronegatividad:
Metales: Menos electronegativos (es
decir, son electropositivos).
No metales: Más electronegativos.
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.
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
FUERZAS INTRAMOLECULARES: ENLACES QUÍMICOS
Iónico
Metal + No metal
Es sólido y
tiene alto
punto de
ebullición.
El más electronegativo
(que jala los e-) que es el
no metal, ROBA
e- al más electropositivo
que es el metal.
Diferencia de
Se unen por fuerza electronegatividad
superior a 1,7
electrostática
Covalente
Es líquido o gas
y el punto de
ebullición varía.
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.
Enlace metálico
Fe+Fe
Sólido excepto el
mercurio que es
Metal + Metal líquido y el punto
de ebullición es
alto.
Cuando dos metales se unen,
su nube electrónica forma
una red de electrones (es un
mar de electrones).
Hay gran
movilidad de
e- lo que
permite el
paso de calor
y electricidad.
Son buenos
conductores.
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.
ENLACE COVALENTES
Polaridad
Parcialmente positivo
Diferencia de
electronegatividad
debe de ser menos
de 0,4
El aceite no es
polar
apolares
Parcialmente negativo
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.
Diferencia de
electronegatividad
debe de ser mayor
de 0,4 pero menor
de 1,7
El agua es
polar
Simétrico
Momento dipolar
Momento dipolar (Cada
flecha. La que va de H a O).
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)
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.
Hibridación de
orbitales
TIPOS DE ENLACE COVALENTES
Más largo, menos
fuerte
Menos largo, un
poco más fuerte
El más corto, el más
fuerte
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).
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.
CONVERTIR FÓRMULA MOLECULAR A ESTRUCTURAL
Elementos Cantidad E- de valencia Cantidad de e- que tengo
H
2
x
1
=
2 e-
Molécula
H20
(Agua)
O
1
x
6
No enlazante
=
Total:
2
x
2
6 e-
12 -
8
=
4
/
2 = 2
8 ee- que
tenía
Enlazante (porque
forman un enlace)
H
+
e- que
debería
tener
Operación:
ePares
e- que
tengo enlazantes enlazantes
Cantidad e- que debería
tener para estabilidad
=
8 -
e- no
e- que
Pares no
gasté enlazantes enlazantes
4
=
4
/
2 = 2
4 ee- no
enlazantes
H20
O
1
x
8
=
+
Total:
8 e12 e-
e- enlazantes
EJEMPLOS:
Tengo
Debería tener
P 1X5 = 5
P 1X8 = 8
Cl 3X7 = 21
Total: 26 e-
Cl 3X8 = 24
Total: 32 e-
PCl3
HCN
H 1X1 = 1
H 1X2 = 2
C 1X4 = 4
C 1X8 = 8
N 1X5 = 5
Total: 10 e-
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.
Tengo
EXCEPCIONES:
Debería tener
S 1X6 = 6
S 1X8 = 8
F 6X7 = 42
Total: 48 e-
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.
EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO EN ENLACES
COVALENTES:
Compuesto deficiente de
electrones
Ej: Monóxido de Carbono.
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-
Octetos Expandidos
Excepción del Hidrógeno
Ej: Hexafluoruro de Azufre.
El hidrógeno es
estable con 2
electrones en su
capa de valencia.
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).
Nota: En cuanto a los enlaces múltiples, el
hidrógeno y los halógenos no suelen formar
este tipo de enlace.
Los elementos C,O,N y S suelen formarlos.
PUNTOS DE EBULLICIÓN:
Iónico
Covalente
Evaporar el agua es
fácil y se requiere poca
energía (esto porque
realmente no rompes el
agua, sólo interacciones
de H2O con otros H2O)
Se necesita mucha
energía calórica para
romper el enlace entre
Na+ y Cl-
Energía calórica.
1465 °C
Enlace metálico
E = +1000 °C
E = 100 °C
E = +1000 °C
Los compuestos con
fuerzas de atracción
muy débiles tienen
puntos de fusión muy
bajos, y las fuerzas
fuertes tienen puntos
de fusión altos.
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 (dipolo-dipolo)
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 -
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.
Se forma una fuerza dipolar especial llamada:
Puentes de Hidrógeno.
Fuerzas dipolo inducido, Van Der Waals
o fuerzas de dispersión de London.
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.
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).
OTRAS INTERACCIONES:
Interacciones electrostáticas o puentes salinos
Una molécula positiva atrae a una negativa
Enlaces disulfuro
Una molécula con un S se una a otra con un S
para formar un enlace real y muy fuerte.
Fuerzas Iónicas. Pág: 192
PRÁCTICA:
1. De acuerdo a la tabla periódica, determine si los siguientes elementos son metales,
no metales o metaloides:
Fe:________________
As:________________
Na:_______________
Cl:________________
H:________________
O:________________
Ne:________________
Hg:________________
2. Dibuje los puntos de Lewis de los siguientes elementos:
Na:
Ne:
Cl:
3. En los compuestos siguientes, determine qué tipo de enlace es, y si es covalente,
especifique si es polar o no:
4. A partir de la siguiente fórmula molecular, dibuje la fórmula estructural:
PCl3
HCN
5. De una manera global, determine si el siguiente compuesto es polar o apolar:
______________________________
______________________________
6. En el espacio correspondiente, determine qué tipo de fuerzas intermoleculares son
las siguientes:
______________________________
_____________________________
______________________________
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.