PPTCES031CB33-A15V1
Clase
Polaridad de las moléculas y
fuerzas intermoleculares.
Resumen de la clase anterior
Electrones de la
última capa
Octeto otorga
estabilidad
Valencia
Enlace químico
Enlace iónico
Enlace covalente
Transferencia de
electrones
Compartición de
electrones
Aprendizajes esperados
 Identificar las fuerzas ión-dipolo, fuerzas de Van der Waals (dipolodipolo, dipolo-dipolo inducido, fuerzas de London) y puentes de
hidrógeno, como enlaces intermoleculares.
 Caracterizar algunas propiedades que estos enlaces otorgan a las
moléculas (punto de ebullición, punto de fusión, tensión superficial,
adhesión, cohesión), por ejemplo, el comportamiento de la molécula de
agua.
Páginas del libro
38.
Pregunta oficial PSU
Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Modelo de prueba de Ciencias 2014.
1. Polaridad de las moléculas.
2. Fuerzas intermoleculares.
1. Polaridad de las moléculas
La polaridad de las moléculas depende de:
• la diferencia de electronegatividades entre sus átomos
• su geometría
La existencia de enlaces covalentes polares en una molécula, no
establece necesariamente la polaridad de la misma.
Para determinar la polaridad de una molécula, se utiliza el momento
dipolar (µ), que es la expresión de la asimetría de la carga eléctrica en
un enlace químico.
1. Polaridad de las moléculas
• µ se establece como un vector con dirección hacia el átomo más
electronegativo del enlace, por ejemplo:
μ= 0
μ= 0
μ= 0
Si al sumar estos
vectores, se anulan:
µ = 0, la molécula
será apolar.
Molécula simétrica
Si al sumar estos
vectores, no se
anulan: µ ≠ 0, la
molécula será polar
Molécula asimétrica
1. Polaridad de las moléculas
El momento dipolar de una molécula formada por tres o más átomos
depende tanto de la polaridad del enlace como de la geometría
molecular.
Ejemplo:
1. El CO2 es una molécula que tiene enlaces polares, entre C y O,
pero ¿presenta polaridad su molécula?
En general, las moléculas
que tienen geometría lineal
del tipo AB2, sin pares de
electrones libres son no
polares, dado que los
momentos de cada enlace
entre átomos se anulan.
Ejercitación
Ejercicio 7
“guía del alumno”
La molécula de tetracloruro de carbono (CCl4) es apolar. Esto se explica porque
A) La molécula es de forma AB4 sin pares de electrones libres en el átomo
central.
B) cada átomo de cloro posee 3 pares de electrones libres.
C) el carbono posee pares de electrones libres.
D) forma enlaces covalentes apolares.
E) forma enlaces covalentes dativos.
A
Comprensión
1. Polaridad de las moléculas
2. Las moléculas con geometría angular tienen dos momentos
dipolares, que se refuerzan parcialmente entre sí, de tal manera que
la suma de los dos momentos dipolares resulta ser distinta de cero.
La molécula es polar.
Ejemplo:
1. Polaridad de las moléculas
3. Las moléculas del tipo AB3 sin pares de electrones libres tienen tres
momentos dipolares presentes, de la misma magnitud. La simetría de la
forma triangular , significa que los momentos de enlace se cancelan entre
sí , es decir, que la sumatoria de los momentos es cero y la molécula
resulta ser apolar.
Ejemplo:
δ-
δ+
δ-
δ-
Ejercitación
Ejercicio 5
“guía del alumno”
Respecto a la molécula de BF3 podemos afirmar que
I) cumple con la regla de octeto
II) presenta geometría piramidal trigonal
III) es una molécula apolar
A) solo I
B) solo II
C) solo III
D) solo I y II
E) solo I y III
C
ASE
1. Polaridad de las moléculas
4. En moléculas del tipo AB3E, con un par de electrones libres, el par
libre tiene un momento de enlace que apunta hacia fuera del átomo
central, lo que implica que el momento resultante es distinto de cero,
por lo tanto, la molécula es polar.
Ejemplo:
resultante
Ejercitación
Ejercicio 4
“guía del alumno”
¿Cuál de las siguientes moléculas es apolar?
B
Aplicación
Ejercitación
Pregunta HPC
Los modelos son muy utilizados en ciencias. Por ejemplo, para determinar si una
molécula es polar o no polar, se debe tener en cuenta la electronegatividad de los
elementos involucrados y la geometría de la molécula. Para conocer la geometría
de las moléculas se utiliza la Teoría de repulsión de pares de electrones de
valencia, que es un modelo usado en química para predecir la forma de las
moléculas de forma simple. Está basado en el grado de repulsión electrostática
de los pares de electrones de valencia alrededor del átomo.
En el texto anterior podemos entender que los modelos en ciencias
E
Comprensión
A) deben ser representaciones detalladas de la realidad para que puedan ser
aplicados por la comunidad científica.
B) una vez que son validados por la comunidad científica es muy difícil que sufran
modificaciones.
C) son representaciones inexactas de un fenómeno complejo y difícil de describir.
D) se pueden aplicar a un conjunto limitado de casos, por lo que no pueden
convertirse en leyes.
E) es una representación de la realidad que se acepta como “válida” si permite
explicar los datos conocidos.
2. Fuerzas intermoleculares
• Dentro de una molécula, los átomos están unidos mediante enlaces
iónicos, covalentes o metálicos (fuerzas intramoleculares), los que
determinan las propiedades químicas de las sustancias.
• Las moléculas están unidas entre sí mediante fuerzas
intermoleculares. Estas fuerzas determinan las propiedades
físicas de las sustancias como, por ejemplo, el estado de
agregación, el punto de fusión y de ebullición, la solubilidad, la
tensión superficial, la densidad, etc. Por lo general son fuerzas
débiles pero, al ser muy numerosas, su contribución es importante.
2. Fuerzas intermoleculares
2.1 Fuerzas ion - dipolo
Una molécula es un dipolo cuando existe una distribución asimétrica de
los electrones. Se crean así dos polos en la molécula.
Las fuerzas ion-dipolo se producen cuando los iones de una sustancia
interactúan con los polos de moléculas covalentes polares.
La
solvatación
de
sustancias iónicas en
agua se debe a la
formación
de
interacciones
iondipolo entre los iones y
las moléculas de agua
Ejercitación
Ejercicio 12
“guía del alumno”
La solvatación de NaCl en el agua se debe
a la atracción que existe entre los iones Na+ y Cl- y los correspondientes
dipolos con carga opuesta de la molécula de agua.
II) a que los iones Na+ y Cl- son capaces de vencer las fuerzas que los
mantienen juntos en estado sólido.
III) a que se forma una interacción ion-dipolo.
I)
A)
B)
C)
D)
E)
Solo I
Solo II
Solo III
Solo I y III
I, II y III
E
Comprensión
2. Fuerzas intermoleculares
2.2 Fuerzas de Van der Waals
Dipolo – dipolo
Cuando dos moléculas polares (dipolos) se aproximan, se produce una
atracción entre polos opuestos. Esta fuerza de atracción entre dos dipolos
es más intensa cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre
los átomos enlazados
La
fuerza
de
las
interacciones dipolo-dipolo
disminuye al aumentar la
temperatura favoreciendo
la solvatación de los iones.
2. Fuerzas intermoleculares
2.2 Fuerzas de Van der Waals
Gracias
a
esta
interacción,
gases
Dipolo –dipolo inducido
apolares como el O2,
el N2 o apolar.
el CO2 En
seeste
Tienen lugar entre una molécula polar y una molécula
pueden disolver en
caso, la carga de una molécula polar provoca una distorsión en la nube
agua.
electrónica de la molécula apolar y la convierte, de modo transitorio, en
un dipolo. En este momento se establece una fuerza de atracción entre
las moléculas.
Ejercitación
Ejercicio 8
“guía del alumno”
Una molécula gaseosa de N2 cuando se disuelve en el agua, forma interacciones
A) dipolo permanente- dipolo permanente
B) dipolo inducido- dipolo permanente
C) puentes de hidrógeno
D) fuerzas de dispersión
E) ion- dipolo
B
Comprensión
2. Fuerzas intermoleculares
2.2 Fuerzas de Van der Waals
Fuerzas de dispersión o Fuerzas de London
Surgen entre moléculas no polares, en las que pueden aparecer dipolos
instantáneos. Son más intensas cuanto mayor es la molécula, ya que los
dipolos se pueden producir con más facilidad.
Ejercitación
Ejercicio 14
“guía del alumno”
¿Cuál opción es correcta respecto a las características de la molécula de Cl2?
Tipo de enlace
Polaridad de la molécula
Fuerzas intermoleculares
A)
Covalente apolar
Polar
Fuerzas de London
B)
Covalente polar
Apolar
Dipolo dipolo inducido
C)
Covalente dativo
Polar
Puente de hidrógeno
D)
Covalente polar
Polar
Dipolo-dipolo
E)
Covalente apolar
Apolar
Fuerzas de London
E
Aplicación
2. Fuerzas intermoleculares
2.3 Puente de Hidrógeno
Constituyen un caso especial de interacción dipolo-dipolo. Se producen entre un
átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno unido covalentemente a un elemento
que sea:
• muy electronegativo y con pares de electrones sin compartir
• de muy pequeño tamaño y capaz, por tanto, de aproximarse al núcleo del
hidrógeno.
Estas condiciones se cumplen en el caso de los átomos de F, O y N.
Muchas de las
propiedades físicas y
químicas del agua se
deben a los puentes de
hidrógeno.
Ejercitación
Ejercicio 17
“guía del alumno”
En la siguiente imagen se representa la interacción entre algunas moléculas de
agua.
Con respecto a los enlaces representados por la línea discontinua, es correcto
afirmar que
I) corresponden a uniones intramoleculares.
II) constituyen un tipo de interacción dipolo-dipolo.
III) su formación aumenta con el incremento de la temperatura.
A) Solo I
B) Solo II
C) Solo III
D) Solo I y III
E) I, II y III
B
Comprensión
2. Fuerzas intermoleculares
2.4 Fuerzas intermoleculares y propiedades físicas de las sustancias
Intensidad de las fuerzas
intermoleculares
• Tensión superficial
Cuanto más intensas
son
las
fuerzas
intermoleculares,
más alta es la
cohesión,
los
puntos de fusión y
de ebullición y la
tensión superficial.
• Cohesión
• Adhesión
• Punto de ebullición
• Punto de fusión
Ejercitación
Ejercicio 11
“guía del alumno”
11. A continuación se muestran los puntos de ebullición de algunos compuestos orgánicos.
Con respecto a esto podemos afirmar que
I) los ácidos carboxílicos y los alcoholes secundarios presentan mayores puntos de ebullición
porque tienen mayor polaridad.
II) los alcanos, éteres y ésteres presentan menores puntos de ebullición porque tienen menor
polaridad.
III) los alcanos tienen menor punto de ebullición porque pueden hacer puentes de hidrógeno.
A) Solo I
B) Solo II
C) Solo III
D) Solo I y III
E) Solo II y III
A
ASE
Pregunta oficial PSU
Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Modelo de prueba de Ciencias 2014
Tabla de corrección
Ítem
Unidad temática
Habilidad
1
Alternativa
B
El enlace químico
Comprensión
2
E
El enlace químico
Reconocimiento
3
C
El enlace químico
Reconocimiento
4
B
El enlace químico
Aplicación
5
C
El enlace químico
ASE
6
B
El enlace químico
Reconocimiento
7
A
El enlace químico
Comprensión
8
B
El enlace químico
Comprensión
9
A
El enlace químico
Comprensión
10
A
El enlace químico
Comprensión
11
A
El enlace químico
ASE
12
E
El enlace químico
Comprensión
Tabla de corrección
Ítem
Unidad temática
Habilidad
13
Alternativa
D
El enlace químico
Comprensión
14
E
El enlace químico
Aplicación
15
B
El enlace químico
Aplicación
16
C
El enlace químico
Comprensión
17
B
El enlace químico
Comprensión
18
C
El enlace químico
Comprensión
19
C
El enlace químico
Comprensión
20
C
El enlace químico
ASE
21
D
El enlace químico
ASE
22
B
El enlace químico
Aplicación
23
C
El enlace químico
Aplicación
24
A
El enlace químico
Comprensión
25
A
El enlace químico
ASE
Síntesis de la clase
La polaridad de las
moléculas
Se debe
principalmente a
• Geometría molecular
• Diferencia de E.N
Síntesis de la clase
Fuerzas Intermoleculares
(uniones intermoleculares)
Se clasifican en
Fuerzas de Van der Waals
Orientación
(dipolo-dipolo)
(ion-dipolo)
Su magnitud es
Alrededor del
5% de un enlace
covalente débil
Inducción
(dipolo-dipolo inducido)
(ion-dipolo inducido)
Su magnitud es
Aún más débiles que
las de orientación
Puente de hidrógeno
Dispersión
(de London)
Su magnitud depende
de
Número de e- y
forma de las
moléculas
Prepara tu próxima clase
En la próxima sesión, estudiaremos
Recapitulación de estructura
atómica.
Equipo Editorial
Área Ciencias: Química
ESTE MATERIAL SE ENCUENTRA PROTEGIDO POR EL REGISTRO DE
PROPIEDAD INTELECTUAL.
Propiedad Intelectual Cpech RDA: 186414
Descargar

Diapositiva 1