SEMANA # 3 ( clase # 3) ESTRUCTURAS DE LEWIS Y FUERZAS INTERMOLECULARES Profesora Licda. QB Lucrecia C. de Leiva Unidad Didáctica de Química 2015

Ejercicios de Estructuras de Lewis ó fórmulas de electrón punto 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 empezando por el centro, tratando de que queden pares de electrones enlazando los átomos, empezando en el centro. 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.

Ejercicios. Determinar que tipo de enlace presentan y elaborar las estructuras de Lewis para ilustrar 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 NH4+ PCl5 SO4 -2 H2CO3

Excepciones a la Regla del Octeto: OCTETO INCOMPLETO Se observa cuando UNO de los átomos del enlace no completa el octeto (8 e-) Ej: NO y NO2 En el NO el N queda con 7 e- y el O con octeto. En el NO2 el N queda con 5 e- y el O con octeto. . N: O . . x x O:N : O x x x x . x x x x x x x x x x x

Otra excepción: 0CTETO EXPANDIDO Se da cuando uno de los átomos del compuesto tiene 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

FUERZAS ó ATRACCIONES INTERMOLECULARES también llamadas de Van der Walls (atracción 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 transitorias , se dan entre moléculas covalentes no polares (contienen enlaces con diferencia de electronegatividad entre 0.0 y 0.4). Ej: Elementos diatómicos, SiH4, SbH3 Los electrones en movimiento, se localizan en una región momentáneamente dándole a esa región una carga parcialmente negativa (δ-) mientras 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).

Como se modifica momentáneamente la nube electrónica para ejercer atracción transitoria No polarizada Dipolo momentáneo Dipolo inducido

Fuerzas Dipolares (dipolo-dipolo) Se da entre compuestos con moléculas covalentes polares (contienen enlaces con diferencia de electronegatividad entre 0.4 y 1.8) debido a que éstas forman dipolos. Cuando se aproximan lo suficiente éstas moléculas dipolares, el extremo positivo de una molécula atrae el extremo negativo de la otra. Ej: HCl Los símbolos δ+ y δ-, indican parcialmente positivo y parcialmente negativo. Significa que ningún átomo del enlace perdió ó gano electrones, solo los compartes en forma desigual. NO SE FORMARON IONES.

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

PUENTES DE HIDRÓGENO Se da entre moléculas covalentes polares que contienen átomos de HIDRÓGENO unidos a FLÚOR, OXÍGENO ó NITRÓGENO (FON) . El Hidrógeno menos electronegativo que el F, O y N manifiesta una carga parcialmente positiva, que se atrae con las cargas parcialmente negativas del F, O y N. No basta con que la moléculas poseen H, F, O ó N. Debe haber una unión directa entre el Hidrógeno y el F, ó el O ó el N. Los puentes de Hidrógenos son más fuertes o intensos, que las fuerzas dipolo-dipolo y las de dispersión . Ej:, H2O, HF, NH3 La estructura tridimensional de moléculas de gran importancia biológica como proteínas y ácidos nucleicos, se debe en gran parte a éstas fuerzas.

Como se forman los PUENTES DE HIDRÓGENO

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

la intensidad de las fuerzas 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 romperlas (temperatura para fundirla). Observemos este cuadro comparativo: