ESTRUCTURAS DE LEWIS Y FUERZAS INTERMOLECULARES

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1 ESTRUCTURAS DE LEWIS Y FUERZAS INTERMOLECULARES
Semana No. 3 ESTRUCTURAS DE LEWIS Y FUERZAS INTERMOLECULARES

2 ESTRUCTURAS DE LEWIS PARA MOLÉCULAS POLIATÓMICAS
1. Escriba el símbolo del átomo central de la estructura (si intervienen uno o más átomos). Distribuya los demás átomos alrededor del átomo central. Ej. C, N, P, S

3 2. Calcule el no. total de electrones de valencia, sumando electrones de valencia de cada átomo o carga del ión. a. Ión negativo: sume el no. de electrones igual a su carga. b. Ión positivo: reste del total el no.de los electrones igual a su carga.

4 3. Una cada átomo al central mediante un enlace simple (un par de electrones). Distribuya los electrones restantes alrededor de todos los átomos para completar octetos. En las estructuras grandes que contienen H, como H2SO4 , éstos se enlazan al O y no al átomo central.

5 4. Si el número de electrones disponibles es menor que el necesario para completar el octeto, traslade pares de electrones no compartidos para formar uno o más dobles o triples enlaces. Cuando falten 2e doble enlace 4e dobles enlaces ó un triple enlace. Ej. :Ö::C::Ö: :Ö=C=Ö:

6 1.Identifique el átomo central y escriba su simbolo. (N)
Ej. NO3- 1.Identifique el átomo central y escriba su simbolo. (N) Distribuya los demás átomos alrededor del N O O N O 2.Cálcule el total de e- de valencia que intervienen en la fórmula. 1 N = 5e- 3 O 6e- x 3= 18 e- Carga del ión = 1e- Total 24e-

7 3. Una los átomos de Oxígeno al N por enlaces simples, con los electrones restantes complete octetos, alrededor de cada átomo. (Como es un ión, escriba el ión entre corchetes y muestre la carga del mismo). Como el átomo de N necesita 2 e- más, traslade un par de electrones no compartidos y forme un doble enlace. Ejercicios.

8 EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO
PCL5 OCTETO EXPANDIDO NO OCTETO INCOMPLETO BI OCTETO INCOMPLETO

9 FUERZAS INTERMOLECULARES
FUERZAS DIPOLARES PUENTES DE HIDRÓGENO FUERZAS DE DISPERSIÓN

10 Son las atracciones mutuas de las moléculas, son mucho más débiles que otro tipo de unión, pero contribuyen a determinar las propiedades físicas de las sustancias moleculares. Las fuerzas intermoleculares, reciben también el nombre de fuerzas de van der Waals.

11 1.Fuerzas Dipolares (dipolo-dipolo)
Se dan básicamente en moléculas covalentes polares, (éstas moléculas son polares o dipolos permanentes, por consiguiente sus extremos son “parcialmente positivos” atraen a los extremos “parcialmente negativos” de otras moléculas.

12 Ej.: HCL, HBr, H2S, SO2.

13 2.Puentes de Hidrógeno Se dan en moléculas que contienen átomos de hidrogeno unidos a ÁTOMOS FUERTEMENTE ELECTRONEGATIVOS COMO F, O, ó N. En los organismos vivos son los mas importantes determinan la estructura tridimensional de los biomoléculas. Ej.: proteínas, ácidos nucleicos

14 Ej.:

15 3.Fuerzas de Dispersión (Fuerzas de London)
Se dan en moléculas covalentes apolares. La nube electrónica se deslocaliza momentáneamente. La polarización desaparece luego vuelve a polarizar y así sucesivamente.

16 Ej.: Br2, I2, F2

17 Fin