SEMANA # 3 ( clase # 3)
ESTRUCTURAS DE LEWIS Y
FUERZAS INTERMOLECULARES
Profesora
Licda. QB Lucrecia C. de Leiva
Unidad Didáctica de Química
2015
1
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 ecompartidos 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).
2
Como armar la estructura de Lewis
Ej: H2S04
1. Al centro el no-metal con subíndice 1. (S)
2. Rodearlo con el no-metal de subíndice mayor. (O4)
3. 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.
4. 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.
3
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
4
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.
.
..
xx
N: O
x
x
xx
xx
x
x
.
x x
O:N : O
x
x
xx
x
x
x x
5
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
entre el S y el F.
6
PCl5 : hay 10 e- compartidos 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.
7
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).
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Como se modifica momentáneamente la nube
electrónica para ejercer atracción transitoria
No polarizada
Dipolo momentáneo
Dipolo inducido
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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.
12
Como se forman los PUENTES DE
HIDRÓGENO
13
Comparación de la intensidad de las
fuerzas intermolecular y el enlace iónico
14
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:
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