Estructuras de Lewis para compuestos y Fuerzas Intermoleculares ( Fuerzas de atracción entre compuestos) SEMANA 3 -----2018 Licda. Isabel Fratti de Del Cid Diseño de diapositivas con imágenes e ilustraciones cortesía de Licda: Lilian Judith Guzmán Melgar

Estructuras de Lewis ó fórmulas electrón punto para compuestos En éstas estructuras, se colocan alrededor del símbolo de los átomos participantes, sus electrones de valencia , tratando de que en las uniones formadas, se completen octetos, es decir queden 8 electrones alrededor de cada átomo participante. Los octetos se obtienen cuando los átomos al unirse establecen enlaces iónicos o covalentes ( simples, dobles, triples, coordinados) En algunos casos no se cumplen octetos ( Ejemplo: octetos incompletos ( menos de 8 e-) y expandidos ( más de 8 e -.) se verán unos ejemplos.

C O O Ejemplo SO3 CO2 O = C = O Ejemplos S: 1 x 6 = 6 C: 1 x 4 = 4 X X X X C O X O O X O X X C: 1 x 4 = 4 O: 2 x 6 = 12 Total = 16 e- de valencia participan en la estructura, pero solo 8e- están involucrados en los enlace , S: 1 x 6 = 6 O: 3 x 6 = 18 Total = 24 e- de valencia participan en la estructura, pero solo 8 e- están involucrados en el enlace,

Consideraciones generales de las estructuras de LEWIS 1- Si la fórmula tiene 3 ó más elementos diferentes, se coloca un elemento central( generalmente un no metal diferente al oxígeno como: ( C, N, S, Cl, Br, I). 2- Si es un oxácido ( Ejs : HNO3, H2CO3, H3PO4), aunque el H en la fórmula se observa unido al elemento central, no es así, sino se halla unido a uno de los oxígenos formando un enlace simple y ese oxigeno se une al elemento central también formando un enlace simple. Es decir por cada Hidrógeno en el oxácido va a ver un enlace simple H-O y otro enlace simple O-Elemento central, el resto de oxígenos formaran enlaces covalentes dobles (2e- el oxígeno y 2 e- el ele elemento central) ó coordinados, donde el par de electrones los pone el elemento central, HASTA COMPLETAR OCTETOS.

33- En oxisales ( K3PO4, Na2CO3), el metal ( Na, K) no se halla unido al elemento central, sino al oxígeno, formando generalmente un enlace iónico( por diferencia de electronegatividad), donde el metal pierde e- y el oxígeno los gana. Este oxigeno se unirá al elemento central a través de un enlace covalente simple. Los otros oxígenos se unirán al elemento central a través de enlaces dobles ó coordinados. Cuando se forman enlaces iónicos en las estructuras de Lewis, no se observan octetos al rededor de los metales que pierden sus electrones de valencia, pues al perder e- los metales logran un octeto interno y éstos no se muestran en éstas estructuras. En los átomos que forman enlaces covalentes en las oxisales, si se observan los octetos .

Elabore las estructuras de Lewis, para los siguientes compuestos, e indique los tipos de enlaces presentes: Iónicos, covalentes simples, dobles, coordinados. H2CO3 K3PO4

HNO3 SO2

Excepciones a la Regla del Octeto Octeto incompleto Se observa cuando entre los átomos del enlace uno de ellos no completa el octeto 8 e- . Ej: NO y NO2 En el NO, el N posee 7 e- y en el NO2 el N posee 5 e- En ambos compuestos los oxígenos completan octetos. N = O O-N-O . N: O . . x x O:N : O x x x x . x x x x x x x x x x x

Octeto expandido: Se da cuando uno de los átomos posee mas de ocho electrones de valencia compartidos. Los otros átomos si cumplen octetos. Ejemplo SF6 : hay 12 e- compartidos PCl5: Hay 10 e- compar- entre el S y el F. tidos entre P y Cl .

XeF4

NaHCO3 K2SO4

FUERZAS INTERMOLECULARES (Fuerzas de Atracción Intermoleculares) Las fuerzas intermoleculares son las atracciones mutuas entre moléculas, son mucho mas débiles que los enlaces covalentes y iónicos pero contribuyen a determinar las propiedades físicas de la sustancias moleculares. Como grupo también reciben el nombre de Fuerzas de van der Waals o Fuerzas atractivas en compuestos.

Tipos de Fuerzas Intermoleculares ( Atracciones entre compuestos) Fuerzas dipolares (dipolo-dipolo) Puentes de hidrógeno Fuerzas de dispersión ( Fuerzas de London)

Fuerzas Dipolares (dipolo-dipolo) Se da si la molécula presenta enlace covalente polar ( diferencia de electronegatividad >0.4 y < 1.8 ). El extremo parcialmente positivo ( + ) se atrae con el extremo parcialmente negativo (  - ). Estas atracciones son permanentes. Los símbolos δ+ y δ-, indican parcialmente positivo ó negativo, quiere decir, que ningún átomo del enlace perdió ó gano e- ( no se formaron iones), solo los comparten de forma desigual

Esquema que muestra las Fuerzas Dipolares (dipolo-dipolo )y como se orientan éstas moléculas Insert figure 13.2

Fuerzas de Dispersión (Fuerzas de London ó dipolos transitorios). Son transitorias , se dan entre moléculas NO polares ( Diferencia de electronegatividad entre o.o-o.4). Ej: Elementos diatómicos (H2 ;O2 ; N2 ; F2 ; Cl2 ; Br2 ; I2 ) o moléculas como SiH4, SbH3 Los electrones en movimiento, se localizan en una región momentáneamente dándole a esa región una carga parcialmente negativa (δ-), y el otro extremo queda parcialmente positivo (δ+). En éste momento hay atracción . Al moverse los e-, se pierden la polarización y la atracción desaparece, luego vuelven a polarizarse y nuevamente, hay atracción ( por eso se llaman fuerzas de dispersión ó dipolos transitorios).

Fuerzas de Dispersión o Fuerzas de London No polarizada Dipolo momentáneoo Dipolo inducido 21

Puentes de Hidrógeno Son las fuerzas intermoleculares entre moléculas polares que contienen átomos de hidrógeno unidos a flúor, oxígeno o nitrógeno . El Hidrogeno menos electronegativo que el F,O y N manifiesta una carga parcialmente positiva, que se atrae con las cargas parcialmente negativas del O y N y F. No basta con que la moléculas poseen H,N, F u O, debe haber una unión directa entre el Hidrógeno y el N, ó el F ó el O. Los puentes de Hidrógenos son más fuertes o intensos, que las fuerzas dipolo-dipolo y las de London. Ej: NH3, H2O, HF La estructura tridimensional de moléculas de gran importancia biológica como proteínas y ácidos nucleicos, se debe en gran parte a éstas fuerzas.

Ejemplo de como se establecen los puentes de Hidrogeno PUENTE DE HIDROGENO PUENTE DE HIDROGENO PUENTE DE HIDROGENO

Comparación de la intensidad de las fuerzas intermolecular y el enlace iónico

e) H2S____________________ Ejercicio : diga que tipo de fuerzas intermoleculares, presentan los siguientes compuestos HBr __________________ H2O__________________ Br2__________________ NH3___________________________ e) H2S____________________ BH3_______________________ H2Se_______________________

Ejercicios adicionales 1A-Con cual (cuales) de los siguientes átomos : ( O, Cl , N, S, H , Br, Ge) al combinarse el Hidrogeno, formara: A- Enlace covalente polar : ________ B- Puente de Hidrógeno : _________ C- Fuerzas de dispersión o London : ______________ 1B- Haga un esquema de como se producirían los enlaces de hidrogeno , entre NH3 y H2O

2- Escriba la estructura de Lewis de una molécula hipotética ( A3 B X4 ) donde cada átomo de A, forme un enlace covalente simple con X y que a la vez X, forme un enlace covalente simple con B y que el otro átomo de X forme un enlace covalente coordinado con B, donde únicamente B ponga el par de e-, recuerde en éste caso los átomos B y X cumplen octeto, los átomos A solo poseen un electrón de valencia, por lo tanto no muestran octeto, sino que solo se observaran 2 electrones entre A y X)