SEMANA 3 ESTRUCTURAS DE LEWIS Y FUERZAS INTERMOLECULARES QUÍMICA 2016

Semana 3 ESTRUCTURAS DE LEWIS Y FUERZAS INTERMOLECULARES Estructuras de Lewis Iones , compuestos ternarios y cuaternarios. Excepciones a regla del octeto: -Incompleto ej: NO -Expandido ej: PCl5. Fuerzas intermoleculares Principales: Dipolares (dipolo-dipolo) –Dispersión -Puente de hidrógeno Aplicación de los conceptos en la salud y el ambiente.   Laboratorio: Uso de equipo volumétrico y balanza.

Estructuras de Lewis o fórmulas de electrón punto de compuestos Muestran los e- de valencia (# de columna) de los átomos, y en compuestos muestra los e-compartidos ó pares de enlace, los e- libres ó pares no enlazados. (Asumir que hay 4 lados con 2 e- como máximo por lado). Se utilizado en compuestos covalentes para determinar si el enlace covalentes es simple, doble, triple ó dativo (coordinado).

Como armar la estructura de Lewis Ej: H2S04 Al centro el no-metal con subíndice 1. (S) Rodearlo con el no-metal de subíndice mayor. (O4) Colocar los electrones de valencia de cada átomo, tratando de que queden pares de electrones enlazando los átomos. Si no se completan octetos, trasladar pares de electrones libres hacia el enlace para completar. El H o Metales se unen a Oxígenos. El H se llena con 2 electrones.

Ejercicio. Qué tipos de enlaces presentan los siguientes compuestos, elaborar las estructuras de Lewis, identificar el tipo de enlace covalente. O2 BaF2 HCl SiH4 K2SO4 HCO3- H2 H2O CO SbH3 HNO3 Na2CO3 Cl2 SO2 CO2 Al2O3 H3PO4  NaHCO3 Br2 SO3 NO HOCl PO4-3 CF4 NH3 NO2 H2SO4 K3PO4   CH4 PCl5 SO4 -2 H2CO3

Excepciones a la regla del Octeto OCTETO INCOMPLETO: Se da cuando uno de los átomo del enlace no completa el octeto. Ej: NO (el N queda con 7 electrones de valencia). N: O . . x x . x x x x

OCTETO EXPANDIDO: Se da cuando uno de los átomos del enlace tiene más de 8 electrones de valencia compartidos. Ej: PCl5 (el P queda con 10 electrones de valencia).

FUERZAS ó ATRACCIONES INTERMOLECULARES también llamadas Fuerzas de Van der Walls (son atracciones entre moléculas ó compuestos) Fuerzas de dispersión (ó de London) Fuerzas dipolares (dipolo-dipolo) Puentes de hidrógeno A diferencia de los enlaces interatómicos iónico y covalente, estas atracciones se dan entre moléculas. Son más débiles pero contribuyen a determinar las propiedades físicas de las sustancias moleculares.

FUERZAS DE DISPERSIÓN (dipolos transitorios) Son atracciones transitorias. Se forman entre moléculas covalentes no polares. Ej: Elementos diatómicos (Cl2, Br2, I2, F2 ), CH4 No polar Dipolo momentáneo Dipolo inducido

FUERZAS DIPOLARES (dipolo-dipolo) Se forman entre moléculas covalentes polares debido a que éstas forman dipolos. Ej: HCl, HBr, HI Los símbolos δ+ (parcialmente positivo) y δ- (parcialmente negativo) indican que ningún átomo del enlace perdió ó gano electrones, solo los compartes en forma desigual. NO SE FORMAN IONES.

Esquema que muestra las Fuerzas Dipolares (dipolo-dipolo) y como se orientan las moléculas SÓLIDO LIQUIDO

PUENTES DE HIDRÓGENO Se da entre moléculas covalentes polares que contienen átomos de HIDRÓGENO unidos a un átomo de FLÚOR, de OXÍGENO ó de NITRÓGENO (FON). Ej: H2O, HF, NH3

Los puentes de Hidrógenos son más fuertes que las atracciones dipolo-dipolo y las de dispersión. Ej: H2O, HF, NH3 Tienen gran importancia biológica en la formación de la estructura tridimensional de moléculas de proteínas y ácidos nucleicos (ADN).

Comparación de la intensidad de las fuerzas intermolecular y el enlace iónico Covalente X - Y

El punto de fusión de una sustancia y su estado físico a temperatura ambiente está en relación con la intensidad de las fuerzas de atracción entre sus moléculas ó partículas y la energía necesaria para romper estas fuerzas. Observemos este cuadro comparativo: