Estructuras de Lewis para compuestos y Fuerzas Intermoleculares ( Fuerzas de atracción entre compuestos) SEMANA 3 -----2019 Licda. Isabel Fratti de.

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

2 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.

3 C O O Ejemplo SO3 CO2 O = C = O Ejemplos Covalente coordinado
Covalente doble Enlaces covalentes dobles X X X X C O X O O X O X X Covalente coordinado En el CO2, se alcanzan los octetos a través de dos enlaces dobles ( cada átomo pone un par de electrones. )C , En el SO3 .Los octetos se logran a través de un enlace doble y dos coordinados entre el Azufre y el oxígeno. 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,

4 Ion Nitrato : anión poli atómico posee una carga negativa uno de los oxígenos gano un electrón de otro átomo, que no se observa en el diagrama. Enlace covalente simple. Enlace covalente doble Enlace covalente coordinado* En los dos enlaces coordinados los dos electrones los pone el Nitrógeno. Todos los átomos de éste ión completan octetos..

5 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.

6 Ejemplo de un oxácido. Los e- del azufre se muestran con asterisco
Ejemplo de un oxácido. Los e- del azufre se muestran con asterisco . Observe los octetos completos del Azufre y el oxigeno.

7 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 .

8 Estructura de Lewis del Bicarbonato de sodio (carbonato ácido de sodio)
Enlace iónico Enlace iónico - -

9 Elabore las estructuras de Lewis, para los siguientes compuestos, e indique los tipos de enlaces presentes: Iónicos, covalentes simples, dobles, coordinados. H2CO K3PO4

10 HNO SO2

11 NaH2PO K2SO4

12 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

13 Note que el Cl solo posee 7 e- : Octeto incompleto
Note que el Cl solo posee 7 e- : Octeto incompleto. Cada oxígeno si posee octetos completos. Note el Be, solo posee 4 e- : Octeto incompleto. Cada cloro si posee octeto completo 8e- Note el Boro posee 6 e- : Octeto incompleto. Cada cloro si posee octeto completo.

14 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 6 enlaces cova PCl5: Hay 5 enlaces covalentes lentes simples entre el S y el F simples entre el P y el Cl. En total 12 e- compartidos Totalizando 10 e-: Octeto expandido. Cada Flúor si Octeto expandido. Cada Cloro Cumple octeto Cumple octeto

15 XeF4 Observe los 4 enlaces covalentes simples entre el Xe y los cuatro Flúor, además de poseer dos pares de e- no enlazados. Esto hace que el Xenón tenga 12 e- ( octeto expandido). Observe que todos los átomos de Flúor poseen octetos( 8 e- ) Más los dos pares de enlaces no compartidos del Xenón Totalizan 12 electrones ( octeto expandido)

16 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.

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

18 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

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

20 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).

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

22 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. 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.

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

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

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

26 Ejercicios adicionales
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 : ______________ D-Fuerzas Dipolo- Dipolo:_____________________ 2. Haga un esquema de como se producirían los enlaces de hidrogeno , entre NH3 y H2O

27 Escriba la estructura de Lewis del metanol ( CH3OH)
Escriba la estructura de Lewis del metanol ( CH3OH). Muestre como se forman enlaces de Hidrogeno entre moléculas de metanol- metanol y metanol-agua.

28 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)