2. Repaso rápido de la Estructura de Lewis
Estructura de Lewis para moléculas biatómica :
O2 N2 Cl2 Br 2 I2 F2 H 2 ….
IA VIIIA
1 H IIA IIIA IVA VA VIA VIIA He
2 Li Be B C N O F Ne
3 Na Mg Al Si P S CL Ar
4 K Ca Ga Ge As SE Br Kr
5 Rb Sr In Sn Sb TE I Rn
6 Cs Na Tl Pb Bi Po At Xe
7 Fr Ra
1° Se suman los e- de valencia de
los átomos
Ejemplo: Cl2
2° Se calcula el numero de e- para
que todos los átomos completen el
octeto electrónico
4° Se dibuja un esquema de la
molécula.
3° Se calcula el numero de e-
formaran enlaces( se resta 2°-1° )
5° Se distribuyen los e- de
electrones o pares de e-.
Cl= 7
14 e-
Cl =7
Cl= 8
16e-
Cl =8
N° de e- enlaces = 16e- - 14 e- = 2e- / 2
1 enlace
Cl Cl Cl -
Cl
Cl -
Cl
3. Repaso rápido de la Estructura de Lewis
Estructura de Lewis para : C S2
IA VIIIA
1 H IIA IIIA IVA VA VIA VIIA He
2 Li Be B C N O F Ne
3 Na Mg Al Si P S CL Ar
4 K Ca Ga Ge As SE Br Kr
5 Rb Sr In Sn Sb TE I Rn
6 Cs Na Tl Pb Bi Po At Xe
7 Fr Ra
1° Se suman los e- de valencia de
los átomos
2° Se calcula el numero de e- para
que todos los átomos completen el
octeto electrónico
4° Se dibuja un esquema de la
molécula.
3° Se calcula el numero de e-
formaran enlaces( se resta 2°-1° )
5° Se distribuyen los e- de
electrones o pares de e-.
C= 4 x 1 = 4
+ 16 e-
S = 6 x 2 = 12
C= 8 x 1 = 8
+ 24e-
S =8 x2 = 16
N° de e- enlaces = 24e- - 16 e- = 8e- / 2
4 enlace
S C S S = C = S
4. Repaso rápido de la Estructura de Lewis
Estructura de Lewis para : NH3
IA VIIIA
1 H IIA IIIA IVA VA VIA VIIA He
2 Li Be B C N O F Ne
3 Na Mg Al Si P S CL Ar
4 K Ca Ga Ge As SE Br Kr
5 Rb Sr In Sn Sb TE I Rn
6 Cs Na Tl Pb Bi Po At Xe
7 Fr Ra
1° Se suman los e- de valencia de
los átomos
2° Se calcula el numero de e- para
que todos los átomos completen el
octeto electrónico
4° Se dibuja un esquema de la
molécula.
3° Se calcula el numero de e-
formaran enlaces( se resta 2°-1° )
5° Se distribuyen los e- de
electrones o pares de e-.
N= 5 x 1 = 5
+ 8 e-
H = 1 x 3 = 3
N= 8 x 1 = 8
+ 1 4e-
H =2 x 3 =6
N° de e- enlaces = 14e- - 8 e- = 6e- / 2
3 enlace
H N H
H
5. Repaso rápido de la Estructura de Lewis
Estructura de Lewis para : CCl4
IA VIIIA
1 H IIA IIIA IVA VA VIA VIIA He
2 Li Be B C N O F Ne
3 Na Mg Al Si P S CL Ar
4 K Ca Ga Ge As SE Br Kr
5 Rb Sr In Sn Sb TE I Rn
6 Cs Na Tl Pb Bi Po At Xe
7 Fr Ra
1° Se suman los e- de valencia de
los átomos
2° Se calcula el numero de e- para
que todos los átomos completen el
octeto electrónico
4° Se dibuja un esquema de la
molécula.
3° Se calcula el numero de e-
formaran enlaces( se resta 2°-1° )
5° Se distribuyen los e- de
electrones o pares de e-.
C= 4 x 1 = 4
+ 32 e-
Cl = 7 x 4 = 28
C= 8 x 1 = 8
+ 40 e-
Cl =8 x 4 = 32
N° de e- enlaces = 40 e- - 32 e- = 8 e- / 2
4 enlace
Cl
Cl C Cl
Cl
6. Repaso rápido de la Estructura de Lewis
Estructura de Lewis para : BF3 excepción
IA VIIIA
1 H IIA IIIA IVA VA VIA VIIA He
2 Li Be B C N O F Ne
3 Na Mg Al Si P S CL Ar
4 K Ca Ga Ge As SE Br Kr
5 Rb Sr In Sn Sb TE I Rn
6 Cs Na Tl Pb Bi Po At Xe
7 Fr Ra
1° Se suman los e- de valencia de
los átomos
2° Se calcula el numero de e- para
que todos los átomos completen el
octeto electrónico
4° Se dibuja un esquema de la
molécula.
3° Se calcula el numero de e-
formaran enlaces( se resta 2°-1° )
5° Se distribuyen los e- de
electrones o pares de e-.
B= 3 x 1 = 3
+ 24 e-
F = 7 x 3 = 21
B= 8 x 1 = 8
+ 32 e-
F =8 x 3 = 24
N° de e- enlaces = 32 e- - 24 e- = 8e- / 2
4 enlace
F B F
F
7. Repaso rápido de la Estructura de Lewis
Estructura de Lewis para :PCl5 excepción
1° Se suman los e- de valencia de
los átomos
2° Se calcula el numero de e- para
que todos los átomos completen el
octeto electrónico
4° Se dibuja un esquema de la
molécula.
3° Se calcula el numero de e-
formaran enlaces( se resta 2°-1° )
5° Se distribuyen los e- de
electrones o pares de e-.
P= 5 x 1 = 5
+ 40 e-
Cl = 7 x 5 = 35
P= 8 x 1 = 8
+ 48 e-
Cl =8 x 5 = 40
N° de e- enlaces = 48 e- - 40 e- = 8e- / 2
4 enlace
Cl Cl
Cl P Cl
Cl
IA VIIIA
1 H IIA IIIA IVA VA VIA VIIA He
2 Li Be B C N O F Ne
3 Na Mg Al Si P S CL Ar
4 K Ca Ga Ge As SE Br Kr
5 Rb Sr In Sn Sb TE I Rn
6 Cs Na Tl Pb Bi Po At Xe
7 Fr Ra
14. Hibridación del Carbono
• En química, se conoce como hibridación a la interacción de orbitales
atómicos dentro de un átomo para formar nuevos orbitales híbridos.
Los orbitales atómicos híbridos son los que se superponen en la
formación de los enlaces, dentro de la teoría del enlace de valencia, y
justifican la geometría molecular.
• El químico Linus Pauling desarrolló por primera vez la teoría de la
hibridación con el fin de explicar la estructura de las moléculas
como el metano (CH4) en 1931. Este concepto fue desarrollado para
este tipo de sistemas químicos sencillos, pero el enfoque fue más
tarde aplicado más ampliamente, y hoy se considera una heurística
eficaz para la racionalización de las estructuras de compuestos
orgánicos.
18. 1 s
2 p
2 s
⇂
↿
↿ ⇂
↿
↿
CONFIGURACION DEL CARBONO Z =6
1 s
2 p
2 s
⇂
↿
↿
↿
↿
↿
1 s
2 p
2 sp3
⇂
↿
↿ ↿
↿
↿
19.
20.
21.
22.
23.
24.
25.
26. La configuración electrónica desarrollada para el carbono es:
El primer paso en la hibridación, es la promoción de un
electrón del orbital 2s al orbital 2p.
27. 2da. capa
2s 2px 2py 2pz
2da. capa
2s 2px 2py 2pz
4 orbitales híbridos sp3 cada uno ocupado por un electrón
Estado electrónico FUNDAMENTAL de átomo de carbono
2sp3
Estado electrónico HIBRIDADO de átomo de carbono
29. 4 orbitales híbridossp3
Estos orbítales son idénticos entre si,
pero diferentes de los originales ya
que tienen características de los
orbítales “s” y “p” combinadas.
Estos son los electrones que se
comparten. En este tipo de hibridación
se forman cuatro enlaces sencillos.
30. Esta hibridación da lugar a cuatro
orbitales híbridos que se dirigen desde
el centro de un tetraedro a sus vértices
(geometría tetragonal), se combinan un
orbital s y tres orbitales p, siendo el
ángulo entre sus ejes de 109º28’.
Este tipo de hibridación lo
presentan las moléculas de agua,
amoniaco y metano entre otras
31. En el metano los ángulos son los del tetraedro, sin embargo en el
agua el ángulo es menor, esto es debido a la repulsión de los pares de
electrones que tiene el oxígeno sin compartir con los electrones de
enlace. En el caso del amoniaco ocurre algo similar pero la repulsión es
menor, por lo que los ángulos son mayores.
METANO AGUA
AMONIACO
109,3° 105°
107°
35. El átomo de carbono forma un enlace doble y dos
sencillos.
36. 2da. capa
2s 2px 2py 2pz
Hibridación sp2
2da. capa
2s 2px 2py 2pz
3 orbitales híbridos sp2 cada uno ocupado por un electrón y
1 orbital p con un electrón
2sp2 2pz
37. Hibridación sp2 de un átomo de carbono
Estado
fundamental
Promoción
de electrón
Estado hibridizado
sp2-
orbitales sp2
40. Hibridación sp2 o trigonal:
Se produce al combinarse un orbital s
con dos orbitales p del mismo átomo, dando
lugar a tres orbitales híbridos que adquieren
una configuración plana triangular, los
orbitales híbridos están dirigidos desde el
centro a los vértices de un triángulo
equilátero, con ángulos entre sus ejes de
120º.
Este tipo de hibridación la
presentan las moléculas del eteno, benceno
y en general todos los dobles enlaces en el
caso de los compuestos orgánicos.
41. Ejemplo: ETENO
Se forma un enlace sigma por solapamiento de dos
orbitales sp2 y un enlace pi por solapamiento lateral de
dos orbitales p.
C 1s2 2s2 2px 2p 1
y z
2p 1, promociona un
electrón del orbital 2s al 2px, dando 1s2 2s1
2px
1 2p 1 2p 1
y z
H 1s1
42.
43.
44. Hibridación sp o diagonal
En este tipo de hibridación sólo se combina un
orbital “p” con el orbital “s”. Con este tipo de
hibridación el carbono puede formar un triple enlace
45. para la formación de
Se produce cuando entran en
juego, un
enlace covalente, un orbital de tipo
s y otro de tipo p, dando lugar a dos
orbitales híbridos que se colocan
linealmente, siendo el ángulo entre
sus ejes de 180º.
Este
presentan
fluoruro
tipo de hibridación la
el
de
hidruro de berilio,
berilio y moléculas
orgánicas con triple enlace como el
acetileno, entre otros.
46. 2da. capa
2s 2px 2py 2pz
Hibridación sp
2da. capa
2s
2 orbitales híbridos sp cada uno ocupado por un electrón y
2 orbital p con un electrón cada uno
2px 2py 2pz
2sp 2py 2pz
47.
48.
49. z
C 1s2 2s2 2px 2py
1 2p 1 promociona un electrón del orbital 2s al 2px, dando
x y z
1s2 2s1 2p 1 2p 1 2p 1
H 1s1
Se hibrida el 2s y el 2px, formándose dos orbitales híbridos sp con un
electrón cada uno de ellos.
Se forman tres enlaces uno de tipo sigma y dos de tipo pi. Como los
electrones de los enlaces pi poseen , por la naturaleza del enlace, mucha
movilidad, los enlaces pi se representan en muchas ocasiones en forma de
nube electrónica por encima y debajo del enlace pi
ETINO o ACETILENO
61. Prof. Ing. Quim. Eduardo Caballero
Ferreira
“Geometría Molecular”
62. Antes de comenzar a ver la geometría molecular debemos
tener algunos conceptos claros en nuestro vocabulario
científico.
• Enlace Químico: Unión de átomos iguales o distintos con la finalidad de formar
una molécula confiriendo mayor estabilidad.
• Electrones de valencia: Son electrones que se encuentran en el mayor nivel de
energía.
• Regla del octeto: Es cuando los átomos de los elementos se enlazan unos a otros
para completar en su capa exterior ocho electrones de valencia, logrando una
mayor estabilidad. Para esto el elemento puede ganar, perder o compartir
electrones.
• Regla del dueto: Los átomos de los elementos de tamaño pequeño, como el
hidrógeno, litio y berilio cuando forman enlaces, tienden a completar su nivel de
energía con dos electrones, logrando la estabilidad del Helio.
• Estructura de Lewis: Son electrones del ultimo nivel de energía que se dibujan
alrededor del átomo en forma de cruz o puntos.
• Enlace iónico: Involucra una transferencia de electrones desde un átomo a otro
con una diferencia de electronegatividad ≥ 1,7.
• Enlace covalente:Se forma por compartir uno o más pares de electrones entre dos
átomos, adquiriendo ambos estructura electrónica de gas noble. Su diferencia de
electronegatividad < 1,7.
63. Geometría
Molecular
La geometría molecular es la disposición tridimensional de los átomos que
conforman una molécula.
Si se conoce la estructura de Lewis de una molécula, podremos predecir su
geometría utilizando la teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de
valencia (RPECV). Esta teoría se basa en el hecho que los electrones tienden a
repelerse entre sí (por similitud de cargas). Por tal motivo, los orbitales que
contienen a los electrones se orientan de tal forma que queden lo más alejados
entre sí.
Es importante notar que la geometría de la molécula está referida siempre al
átomo central, y que, para determinarla correctamente, debemos conocer el
número de coordinación total de dicho átomo.
N° coordinación = N° átomos unidos + N° pares libres
Fuente: http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/344-
geometria-molecular-teoria-rpecv.html
64. ¿Cómo determinamos entonces la
geometría molecular?
• Para esto debemos trabajar con la estructura de Lewis, identificando; átomo
central (menos electronegativo excepto el hidrógeno), pares de electrones
enlazados y pares de electrones no enlazados.
Para determinar la geometría utilizamos la siguiente fórmula:
AXnEm
E
n
A Átomo central
Número de ligando al átomo central
Pares de electrones libres en torno al átomo central
B Ligando unidos al átomo central
m Número de pares de electrones libres
65. Entonces…¿Cuáles son los tipos de geometría molecular?
Geometría Lineal:
Son moléculas del tipo AX2 en las que el átomo central no
tiene pares solitarios.
Para evitar repulsiones entre los pares enlazantes, dispone los
grupos X lo más alejados posible.
La molécula es lineal con ángulos de enlace de 180º.
Ejemplo: BeCl2
- Identificamos los electrones de valencia de cada elemento.
El berilio tiene dos electrones de valencia y el cloro siete
electrones de valencia.
- De estos dos átomos el menos electronegativo es el berilio.
Este será nuestro átomo central y sus dos electrones se
dibujan los más alejado posible por la teoría de repulsiones.
- Luego se dibujan los electrones de cada cloro.
Geometría Trigonal Plana:
Son moléculas del tipo AX3 en las que el átomo central no
tiene pares solitarios.
La molécula es trigonal plana con ángulos de enlace de 120º.
Ejemplo: BF3
- Identificamos los electrones de valencia de cada elemento.
El boro tiene tres electrones de valencia y el flúor siete
electrones de valencia.
- De estos dos átomos el menos electronegativo es el boro.
Este será nuestro átomo central y sus tres electrones se
dibujan los más alejado posible por la teoría de repulsiones.
- Luego se dibujan los electrones de cada flúor alrededor del
boro.
66. Geometría trigonal piramidal:
Son moléculas del tipo AX3E en las que el átomo central tiene
un par solitario.
La molécula es trigonal piramidal con ángulos de enlace de
107°.
Ejemplo:NH3
- Identificamos los electrones de valencia de cada elemento.
El N tiene cinco electrones de valencia y el hidrógeno tiene
un electrón de valencia.
- De estos dos átomos el menos electronegativo es el
hidrógeno, sin embargo nunca será átomo central. Entonces
nuestro átomo central será el N y sus cinco electrones se
dibujan los más alejado posible por la teoría de repulsiones.
- Luego se dibujan los electrones de cada hidrógeno
alrededor del nitrógeno.
- De estos
Geometría Tetraédrica:
Son moléculas del tipo AX4 en las que el átomo central no
tiene pares solitarios.
La molécula es tetraédrica con ángulos de enlace de 109,5°.
Ejemplo: CH4
- Identificamos los electrones de valencia de cada elemento.
El carbono tiene cuatro electrones de valencia y el
hidrógeno tiene un electrón de valencia.
dos átomos el menos electronegativo es el
hidrógeno, sin embargo, nunca será átomo central. Entonces
nuestro átomo central será el carbono y sus cuatro
electrones se dibujan los más alejado posible por la teoría
de repulsiones.
- Luego se dibujan los electrones de cada hidrógeno
alrededor del carbono.
Entonces…¿Cuáles son los tipos de geometría molecular?
67. • Geometría Angular:
• Son moléculas del tipo AX3E2 en las que el átomo central tiene dos pares de electrones solitarios.
• La molécula es angular con ángulos de enlace de 104,5°.
• Ejemplo:H2O
• - Identificamos los electrones de valencia de cada elemento. El O tiene seis electrones de valencia y el
hidrógeno tiene un electrón de valencia.
- De estos dos átomos el menos electronegativo es el
hidrógeno. Pero nuestro átomo central será el O y se
dibujan sus seis electrones
- Luego se dibujan los electrones de cada hidrógeno
alrededor del oxígeno.
Otras geometrías…
Entonces…¿Cuáles son los tipos de geometría molecular?
68. Ejemplo 1:
¿Qué geometría molecular tiene el PF3?
Primero se debe determinar los electrones de valencia y la estructura de Lewis
de cada elemento.
P= 5 electrones de valencia
F= 7 electrones de valencia por 3 átomos son 21 electrones de valencia
Segundo determinar el átomo central por su electronegatividad.
Dibujar la molécula y determinar la geometría molecular . En este caso es una
molécula AX3E
Geometría trigonal piramidal
69. Ejemplo 2:
¿Qué geometría molecular tiene el NH4+?
Primero se debe determinar los electrones de valencia y la estructura de Lewis de
cada elemento.
N= 5 electrones de valencia. Pero en la fórmula aparece un signo +, esto quiere
decir que hay un electrón menos en el átomo central ( 4 electrones de valencia).
Si apareciera en la fórmula un signo negativo significa que el átomo central
gana electrones.
H= 1 electrón de valencia por 4 átomos son 4 electrones de valencia.
Segundo determinar el átomo central, como se presentan hidrógenos el átomo
central será el Nitrógeno.
Dibujar la molécula y determinar la geometría molecular . En este caso es una
molécula AX4.
Geometría tetraédrica
70. Actividad: Determina la geometría molecular de las
siguientes moléculas, realizando todo el desarrollo…
𝑪𝑯+
𝟑 𝑵𝒂𝟐𝑻𝒆
𝑨𝒍𝑯𝟑 𝑩𝒆𝑯𝟐
𝑨𝒍𝑪𝒍𝟑 𝑺𝑶𝟐
𝑺𝑶𝟐−
𝟒 𝑺𝒊𝑭𝟒
𝑵𝒂𝟐𝑶 𝑯𝟐𝑺
𝑷𝑯𝟑 𝑨𝒔𝑪𝒍𝟑
𝑪𝑶𝟐 𝑪𝑪𝒍𝟒
𝑵𝑯𝟑 𝑩𝑯𝟒-
71. ● Es la disposición de los átomos en el espacio
● Permite predecir la polaridad de una molécula
● Se da por la repulsión de los pares de electrones del
átomo central
GEOMETRÍA MOLECULAR
72. ● Son moléculas tetraédricas,apolares(Los 4 dipolos
son simétricos y se cancelan)
● Elementos de grupo IV A(tiene 4 electrones en el
nivel más externo ocupado)
● CH4,CCl4,CF4,SiH4,SiF4,NH4+
● 4 enlaces sigma (s-sp3)CH4 CCl4=(p-sp3)
● Geometría molecular y electrónica:tetraédrica
A-MOLÉCULAS AB4
73. ● Son moléculas piramidales,con base triangular
● Elementos de grupo V A(tiene 5 electrones en el nivel más
externo ocupado)
● Forman compuestos covalentes (comparten 3 electrones
con otros átomos)forman 3 enlaces sigma
● NH3,NF3,PH3,PF3
● El angulo es menor a 109,5 debido a la repulsión entre par
solitario y par enlazante
● Geometria electrónica: tetraédrica
● Geometría molecular: piramidal
B-MOLÉCULAS AB3
75. •
sp3 sp2 sp
a)Moléculas AB4(sin pares
de electrones sin
compartir)CH4,NH4
●b)Moléculas AB3(con un
par de electrones sin
compartir)NH3,PF3
●c) Moléculas AB2(con 2
pares de electrones sin
compartir)H2O,S2O
a)Compuestos con doble
enlace(C2H4)
b)Moléculas AB3 sin
pares de electrones no
compartidos(BF3)
c)SO2
a)Compuestos con triple
enlace y dos dobles
enlaces(C2H2)
b)Compuestos AB3 sin
pares de electrones no
compartidos(BeX2,CdX2,
HgX2)
TIPOS DE HIBRIDACIÓN
78. ● Son moléculas angulares,polares (2 par de electrones no compartidos)
● Elementos de grupo VI A(tiene 6 electrones en el nivel más externo ocupado)
● Forman compuestos covalentes (comparten 2electrones con otros átomos)forman 2 enlaces sigma (s-
sp3)H2O
● H2O,H2S,Cl2O
● Los dipolos son asimétricos ,no se cancelan
● El angulo es menor a 109,5 debido a la repulsión entre par de electrones solitario y pares enlazantes
● Geometria electrónica: tetraédrica
● Geometría molecular: angular
C-MOLÉCULAS AB2
80. ● Boro: forma compuestos covalentes por union
con 3 átomos (3 dipolos simétricos se
cancelan,dan moléculas apolares)
● BF3,BCl3,BBr3 y BI3
● Geometría molecular:trigonal plana
● Geometría electrónica:trigonal plana
● otros ejemplos:SO3,H-CHO,(NO3)-1,(CO3 )–2
B-MOLÉCULAS AB3
83. ● S= átomo central con 3 pares de electrones(2
par enlazante,1 par libre)
● Molécula polar
● Geometría electrónica: trigonal plana
● Geometría molecular:angular(menor a 120°)
● Repulsión par libre contra par enlazante es
mayor a repulsión par enlazante contra par
enlazante
C-SO2
86. ● C2H2
● 1 orbital s y orbital p=2 orbitales hibridos sp
● 1 enlace sigma y 2 enlaces pi
● El orbital 2 p inalterado:2 enlaces pi
● Geometría electrónica: lineal
● Geométría molecular: lineal
● Otros ejemplos:HCN
A-COMPUESTOS CON TRIPLE
ENLACE (Y DOS DOBLES ENLACES
88. ● Moléculas lineales(ángulo 180°),apolares,covalentes
● BeX2,CdX2,HgX2(X=Cl,Br,I)
● Enlace Be-Cl es polar,misma magnitud sentidos opuestos= molécula
es apolar
● Be: en estado fundamental no puede formar enlaces.Al hibridizarse
genera orbitales hibridos sp
B-MOLÉCULAS AB3
91. Pag 105
● 2.8 orbitales híbridos=átomo central
● CO2 =sp
● SO2 =sp2
● BI3 =sp2 Resp)d
● 2.11 AB3 sin pares de electrones no compartidos,angulos de enlace =120°
● Trigonal plana Resp )c
● 2.14 Molécula polar
● a)F2 =apolar
● b)CO2=apolar
● c)BeCl2=apolar
● d)CH4=apolar
● e)NCl3=polar Resp)e
92. Ejercicios Alfonso. Pág 105:2.16,2.17,2.19
• 2.16
• *H2O =Hibridación sp3(átomo central O),molécula angular y polar
• *SO2=Hibridación sp2(átomo central S), molécula angular y polar
• R= b) I y III
101. • *Se utiliza:A) el símbolo del elemento
• B) puntos para representar los electrones
• *La cantidad de puntos colocados alrededor del símbolo es igual al número
de electrones(en orbitales s y p más externos)
• *También se indican electrones apareados y desapareados
•
• Ultimo nivel= 6 electrones(2 electrones apareados y 2 electrones desapareados)
ESTRUCTURA DE LEWIS
106. • Son fuerzas de unión que existen entre las moléculas
DIPOLO-DIPOLO DISPERSIÓN DE
LONDON
ENLACE DE
HIDRÓGENO
●En moléculas polares
neutras(µ#0)
●Se atraen cuando el
extremo + está cerca del
extremo – de otra molécula
●A mayor fuerza dipolo-
dipolo, mayor µ
●Sólido;unidos de forma
rígida.Líquido:no unidos de
forma rígida
*Es resultado de
dipolos temporales
inducidos en los
átomos o moléculas
*Depende de la
polarizabilidad de la
molécula
*Aumentan con la
masa molar y n° de
electrones
* Actuan en moléculas
polares y apolares
*En moléculas apolares
son las únicas fuerzas
intermoleculares de
atracción presentes
HBr < HCl< HI
●Son más fuertes que
dipolo-dipolo o de
dispersión London
●Es una interaccíon dipolo-
dipolo especial
●Atracción intermolecular
entre átomos de H de un
enlace (H-F,H-O,H-N) y el
par de electrones no
compartido de un átomo
electronegativo(F,O,N) de
otra molécula
●Puentes de H > Dipolo-
dipolo > London
FUERZAS INTERMOLECULARES
113. INTERACCIONES SOLUTO-SOLVENTE
●MOLÉCULAS POLARES
●solubles en agua(acetona
en agua) e insolubles en
líquidos de moleculas
apolares
MOLÉCULAS APOLARES
insolubles en agua y solubles en
líquidos de moléculas
apolares(éteres,benceno,alcanos
líquidos
●SOLUCIÓN :cuando una sustancia(soluto) se dispersa en otra (solvente)
●Afinidad entre molécula de soluto y solvente es por :
●* dipolo-dipolo o
●*Puente de H intermolecular AUMENTA
SOLUBILIDAD
SOLUBILIDAD
114. ● Solución de NaCl=se disuelve fácilmente en H2O
(por interacción de iones NaCl y moléculas polares
de H2O)
● El extremo + del H2O:se orienta hacia Cl-
● El extremo – del H2O:se orienta hacia Na+
● Ión-dipolo: Na+_H2O Cl- _H2O
DISOLUCIÓN DE NaCl
115. 1-Hidrocarburos Apolares.Insolubles en agua.Solubles en solventes apolares
2-Alcoholes
*Monoalcoholes:
Ej:CH3OH soluble en H2O
C10H21OH insoluble en
H2O
*Polialcoholes:
CH2OH-CHOH-CH2OH
Glicerina(más soluble en
H2O que 1 propanol)
CH3-CH2-CHOH
1-propanol
Solubles en H2O(OH forma puente de H agua-alcohol)
Mayor número de C,menor polaridad del OH.
Aumenta influencia del hidrocarburo ,se vuelve más apolar
e insoluble en H2O
Más solubles en H2O que los monoalcoholes de igual
número de C(más OH,mayor afinaidad por H2O,mayor
Puente de H)
SOLUBILIDAD
116. 3-Eteres De bajo n° de C(solubilidad en H2O similar a la de
los alcoholes(Por enlace de H ENTRE o polar de éteres y
el H del H2O
4-Ácidos orgánicos Solubles en H2O(parecida a OH) pueden ser más
solubles en H2O que OH DE peso aproximado.For,a
puentes de H
SOLUBILIDAD
117. Ejercicios Alfonso. Pág 140:2.2 Y 2.6
• 2.2
• H2O=polar, p de H * H2S=polar, dipolo y L *CH4=apolar, solo London
• NH3=polar, p de H *PH3=polar R=c)
118. Seleccion múltiple pág 141.Alfonso
2.6,2.8,2.15,2.17
• 2.6 dipolo-dipolo=moléculas polares
• CO2 =apolar BF3=apolar
● SO2=polar CCl4=apolar
● HF= Puente de H Resp)b
• 2.8 H2O=puente de H
• NH3=puente de H
• CH3NH2=puente de H
• CH3OH=puente de H
• CH3F=no forma puente de H
• Resp) e
119. Selección múltiple Pág 142
(2.15,2.17)
•
•
• 2.15
• * HCl y H2S=no forman enlace de H
• *London es predominante por el tamaño y la polarizabilidad en todos
• Resp)c
120. Selección múltiple .Pág 142
• 2.17 a)CO2=London (dipolo-dipolo inducido)
• b)H2S=no forma enlace de H
• c)CH3NH2=forma puente de H
• d)CH3F=no forma puente de H
• e)CH3Br(polar)=dipolo-dipolo
● Resp)e
121. Ejercicios Alfonso. Pág 140:,2.22,2.24
• 2.22 .CH3OH=p de H (principal) Resp. e)
• 2.24
• a)CH3F=polar b) CH3F=polar c)CH3F=polar d) CF4=apolar e)
CF4=apolar
• NF3=polar CF4=apolar SO2=polar CO2=apolar
NF3=polar
• BF3=apolar SO2=polar NF3=polar BF3=apolar
BF3=apolar
• Resp. c)
123. Ejercicios Alfonso. Pág 164:1.3
• 1.3
• Iodo=I2=apolar soluble en disolvente apolar
• a)CCl4=apolar
• b)H2O=polar
• c)CH3Cl=polar
• d)CH3OH=polar
• e)CH3OCH3= La solubilidad en agua disminuye al aumentar el peso
molecular,igual a alcoholes
• Resp. a)
125. • 1.4 disolución de iodo(apolar) en CCl4(apolar)
• A,b y c=para moléculas polares
• Resp)d
● 1.7 Fuerza intermolecular etanol en H2O(polares)= ambos
forman puente de H
● Resp c)
● 1.10 KBr(polar) =soluble en H2O(polar)
● Iodo y naftaleno(Apolares)=soluble en CCl4(apolar
● Etanol(polar)= insoluble en ciclohexano(apolar)
● CaCl2=soluble en H2O R)d
●
