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ENLACE  QUIMICO  <ul><li>Enlace i ónico </li></ul><ul><li>Enlace covalente </li></ul><ul><li>Estructuras de Lewis </li></u...
ENLACE  QUÍMICO <ul><li>Cuando los átomos se unen para formar grupos eléctricamente neutros, con una consistencia tal que ...
ELECTRONEGATIVIDAD <ul><li>Capacidad que tiene un átomo de atraer electrones comprometidos en un enlace. </li></ul><ul><li...
VALORES DE ELECTRONEGATIVIDAD DE PAULING
electronegatividad determina puede darse entre Átomos diferentes En los cuales La diferencia de E.N. iónico Diferente de c...
ENLACE  IÓNICO   Estructura cristalina del NaCl expandida para mayor claridad.  Cada Cl -  se encuentra rodeado por 6 ione...
ENLACE  IÓNICO
COMPUESTOS IÓNICOS 1. Son sólidos con punto de fusión altos (por lo general, > 400ºC) 2. Muchos son solubles en disolvente...
E NLACE COVALENTE <ul><li>Las reacciones entre dos no metales produce un enlace covalente.  </li></ul><ul><li>El enlace co...
Enlace covalente H-H
Clasificación de los  E nlaces  C ovalentes <ul><li>Enlaces covalentes puros </li></ul><ul><li>Enlaces covalentes polares ...
Clasificación del Enlace Covalente Según número de electrones que participen en el  enlace:  ENLACE SIMPLE: 2 electrones e...
<ul><li>Según la diferencia de electronegatividad, se clasifican en: </li></ul><ul><li>Enlace Covalente Polar </li></ul><u...
<ul><li>Al enlace ubicado en la región intermolecular se le designa enlace  sigma   </li></ul>Enlace sigma
Enlace Covalente Polar  <ul><li>Cuando los átomos que forman una molécula son heteronucleares y la  diferencia en E.N. < 2...
ENLACE COVALENTE COORDINADO <ul><li>Un enlace   covalente coordinado   es un enlace formado cuando   ambos electrones   de...
Regla del Octeto <ul><li>Es habitual que los elementos representativos alcancen las configuraciones de los gases nobles. E...
REGLA DEL DUETO <ul><li>Así como los elementos electronegativos, cumplen la regla del octeto, para alcanzar la configuraci...
<ul><li>La sola regla del octeto y regla del dueto no nos permite hacer la estructura de Lewis, deberemos decidir como col...
 
 
COMO DIBUJAR ESTRUCTURAS DE LEWIS
REPRESENTACION DE LAS ESTRUCTURAS DE LEWIS 1.- Sume los electrones de valencia de todos los átomos. Si la especie es un io...
4.-  Calcule el número de enlaces como sigue: Número de enlaces =  (Elect. de enlace/2) 5.-  Determine el  número de elect...
CARGA  FORMAL <ul><li>La carga formal es un medio para   contabilizar los electrones de valencia. </li></ul><ul><li>Para d...
<ul><li>Determinar la carga formal : </li></ul><ul><li>CARGA FORMAL   =   NUMERO DE  </li></ul><ul><li>ELECTRONES DE VALEN...
ENLACES DESLOCALIZADOS <ul><li>Se llama  enlace deslocalizado , al tipo de enlace en el cual un  par de electrones enlazan...
ESTRUCTURAS RESONANTES <ul><li>Se describe la estructura electrónica de una molécula que tiene  enlace deslocalizado , esc...
 
 
EXCEPCIONES  A  LA REGLA DEL OCTETO <ul><li>La   regla del octeto falla en muchas situaciones en las que intervienen enlac...
<ul><li>Clasificación de orbitales híbridos:  </li></ul><ul><li>Orbitales hibridos sp  </li></ul><ul><li>Orbitales hibrido...
Orbital Híbrido “ sp “ <ul><li>Esta hibridación ocurre cuando se mezcla el orbital “s” y uno de los orbitales “p”, para ge...
 
ORBITAL HÍBRIDO sp 2 <ul><li>Siempre que se mezcla cierto número de orbitales atómicos se obtiene el mismo número de orbit...
 
 
ORBITAL HÍBRIDO sp 3 <ul><li>Cuando se mezcla  un orbital “s” con tres orbitales “p,de la misma subcapa se forman 4 orbita...
 
HIBRIDACION CON ORBITALES “d” <ul><li>La mezcla de orbitales “s”, “p” y “d, puede dar origen a distintos tipos de orbitale...
<ul><li>Esta hibridación es característica de la capa de  valencia expandida. </li></ul><ul><li>EJEMPLOS: </li></ul>3s  3p...
 
NUMERO IMPAR DE ELECTRONES <ul><li>En casi todas las moléculas el Nº total de electrones de valencia es par, por lo tanto ...
MENOS DE UN OCTETO <ul><li>Esta segunda excepción se da cuando hay menos de ocho electrones alrededor de un átomo, esto su...
GEOMETRIA MOLECULAR <ul><li>La geometría molecular de una molécula es la   disposición de los átomos   en el espacio. </li...
PREDICCION DE LA GEOMETRIA MOLECULAR <ul><li>La disposición gemétrica  de los átomos en moléculas y iones puede predecirse...
<ul><li>Las repulsiones entre los pares de electrones. Los electrones totales se determinan así: </li></ul><ul><li>Electro...
 
 
 
 
 
TABLA DE ESTRUCTURAS MOLECULARES Total  Enlac  Libres  Estruct.  Ejemp. 2  2  0  Lineal  HgCl 2 3  3  0  Trian.Plana  BF 3...
5  2  3  Lineal  ICl 2 6  6  0  Octaedrica  SF 6 6  5  1  Cuadrada   IF 5 Piramidal   6  4  2  Cuadrada  BrF 4 - Plana
POLARIDAD DE LAS MOLECULAS <ul><li>La geometría de una molécula y la polaridad de sus enlaces determinan juntas la distrib...
<ul><li>El momento dipolar aumenta al aumentar la magnitud de las cargas separadas y al disminuir la longitud de enlace. <...
POLARIDAD  MOLECULAS  POLIATOMICAS <ul><li>La polaridad de una molécula que   contiene más de dos átomos depende tanto de ...
Molécula Estructura Momento  dipolar
Estructura   Momento Dipolar
 
 
<ul><li>las magnitudes como las direcciones de los dipolos de enlace. </li></ul><ul><li>Ejemplo: CO  y H O </li></ul><ul><...
POLARIDAD DE LAS MOLÉCULAS A PARTIR DE LA GEOMETRÍA MOLECULAR
MOLÉCULAS POLARES Y NO POLARES <ul><li>H 2   El centro de carga positiva coincide con el centro de carga negativa. </li></...
DIPOLOS <ul><li>Los dipolos se pueden distinguir experimentalmente de las moléculas no polares por su comportamiento en un...
+ + + + + + - - - - - - DIPOLOS EN UN CAMPO ELECTRICO Dipolos antes de aplicar el voltaje a través de placas Dipolos despu...
Molécula Estructura Momento  dipolar
Molécula Estructura Momento  dipolar
 
 
ENLACE METALICO <ul><li>Los átomos de los metales se unen mediante el denominado enlace metálico.  Los átomos que constitu...
ENLACE METALICO <ul><li>Las condiciones que un átomo debe tener para formar un enlace metálico son: </li></ul><ul><li>1. B...
ENLACE METALICO <ul><li>Los electrones de estos elementos pueden ubicarse en dos estados energéticos principales: </li></u...
ENLACE METALICO <ul><li>2. La banda de conducción. </li></ul><ul><li>En este modelo, la red metálica está formada por ione...
ATRACCIONES  MOLECULARES Se refieren a las interacciones entre partículas individuales (átomos, moléculas o iones) constit...
UNIONES INTERMOLECULARES <ul><li>INTERACCION DIPOLO - DIPOLO </li></ul><ul><li>PUENTES DE HIDRÓGENO </li></ul><ul><li>FUER...
<ul><li>H 2 O H 2 + O 2 </li></ul><ul><li> H=920 KJ </li></ul><ul><li>H 2 O  (l)   H 2 O  (g)    </li></ul><ul><li> H=40...
INTERACCIONES DEL TIPO ION - ION <ul><li>La energía de atracción entre dos iones con cargas opuestas es directamente propo...
<ul><li>A temperaturas suficientemente altas los sólidos iónicos se funden, a medida que la cantidad de energía que se les...
INTERACCIONES DEL TIPO DIPOLO - DIPOLO <ul><li>Las moléculas covalentes polares presentan interacciones de tipo permanente...
INTERACCIONES  DIPOLO - DIPOLO <ul><li>Se presentan entre moléculas de compuestos polares, debido a la atracción que ejerc...
INTERACCIONES DEL TIPO DIPOLO - DIPOLO <ul><li>La energía de interacción promedio dipolo - dipolo son aproximadamente de 4...
INTERACCIONES  DIPOLO - DIPOLO <ul><li> +  -  +    - </li></ul><ul><li>I ---- Cl . . . . I ---- Cl </li></ul><ul><li>...
FUERZAS DE DISPERSION  DE  LONDON <ul><li>Se presentan en todo tipo de moléculas en fase condensada, pero son demasiado dé...
FUERZAS DE DISPERSION  DE  LONDON <ul><li>Estas fuerzas tienen su origen en la posibilidad que poseen las nubes electrónic...
FUERZAS DE DISPERSION  DE  LONDON <ul><li>Las fuerzas de London hacen referencia a moléculas no polares, cómo: </li></ul><...
EL ENLACE DE HIDROGENO <ul><li>Se ha encontrado que en varios compuestos , el hidrógeno se encuentra entre dos átomos, for...
EL ENLACE DE HIDROGENO <ul><li>  F -   . . . .  H +   F - </li></ul><ul><li>H +   F -  . . . .  H + </li></ul><ul><li>  n ...
EL ENLACE DE HIDROGENO hielo agua O H H O H H O H H O H H O H H O H H O H H O H H
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enlace quimico

  1. 1. ENLACE QUIMICO <ul><li>Enlace i ónico </li></ul><ul><li>Enlace covalente </li></ul><ul><li>Estructuras de Lewis </li></ul><ul><li>Geometría molecular </li></ul><ul><li>Polaridad de las moléculas </li></ul><ul><li>Uniones Intermoleculares </li></ul>
  2. 2. ENLACE QUÍMICO <ul><li>Cuando los átomos se unen para formar grupos eléctricamente neutros, con una consistencia tal que se pueden considerar una unidad, se dice que están formando moléculas. </li></ul><ul><li>O 2 diatómica </li></ul><ul><li>SO 2 triatómica </li></ul><ul><li>NH 3 tetraatómica </li></ul>
  3. 3. ELECTRONEGATIVIDAD <ul><li>Capacidad que tiene un átomo de atraer electrones comprometidos en un enlace. </li></ul><ul><li>Los valores de E.N. Son útiles para predecir el tipo de enlace que se puede formar entre átomos de diferentes elementos. </li></ul>
  4. 4. VALORES DE ELECTRONEGATIVIDAD DE PAULING
  5. 5. electronegatividad determina puede darse entre Átomos diferentes En los cuales La diferencia de E.N. iónico Diferente de cero covalente polar y el enlace puede ser mayor que 1,7 Diferencia de E.N. Entre 0 y 1,7 El tipo de enlace que Diferencia de E.N. Átomos iguales En los cuales La diferencia de E.N. Covalente puro o no polar Cero y el enlace es H 2 ; Cl 2 ; N 2 ejemplo.
  6. 6. ENLACE IÓNICO Estructura cristalina del NaCl expandida para mayor claridad. Cada Cl - se encuentra rodeado por 6 iones sodio y cada ión sodio está rodeado por 6 iones cloruros. El cristal incluye millones de iones en el patrón que se muestra.
  7. 7. ENLACE IÓNICO
  8. 8. COMPUESTOS IÓNICOS 1. Son sólidos con punto de fusión altos (por lo general, > 400ºC) 2. Muchos son solubles en disolventes polares, como el agua.. 3. La mayoría es insoluble en disolventes no polares, como el hexano C 6 H 14 . 4. Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones) 5. Las soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones). <ul><li>COMPUESTOS COVALENTES </li></ul><ul><li>1. Son gases, líquidos o sólidos con punto de fusión bajos (por lo general, < 300ºC) </li></ul><ul><li>2. Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares. </li></ul><ul><li>3. La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano C 6 H 14 . </li></ul><ul><li>4. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad. </li></ul><ul><li>Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga. </li></ul>
  9. 9. E NLACE COVALENTE <ul><li>Las reacciones entre dos no metales produce un enlace covalente. </li></ul><ul><li>El enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones. </li></ul><ul><li>Veamos un ejemplo simple de un enlace covalente, la reacción de dos átomos de H para producir una molécula de H 2 </li></ul>
  10. 10. Enlace covalente H-H
  11. 11. Clasificación de los E nlaces C ovalentes <ul><li>Enlaces covalentes puros </li></ul><ul><li>Enlaces covalentes polares </li></ul><ul><li>Enlaces covalentes puros </li></ul><ul><li>Cuando dos átomos iguales comparten un par de é, se dice que hay una distribución simétrica de la nube electrónica, el par electrónico es atraído igualmente por ambos núcleos. </li></ul>
  12. 12. Clasificación del Enlace Covalente Según número de electrones que participen en el enlace: ENLACE SIMPLE: 2 electrones en total X X ENLACE DOBLE: 4 electrones en total X X ENLACE TRIPLE: 6 electrones en total X X
  13. 13. <ul><li>Según la diferencia de electronegatividad, se clasifican en: </li></ul><ul><li>Enlace Covalente Polar </li></ul><ul><li>Enlace covalente Apolar </li></ul><ul><li>Rango de Electronegatividad: </li></ul><ul><li>1,7 > Dif. Electroneg. > 0 </li></ul><ul><li>Enlace Polar </li></ul><ul><li>Diferencia de electronegatividad = 0 </li></ul><ul><li>Enlace Covalente Apolar </li></ul>
  14. 14. <ul><li>Al enlace ubicado en la región intermolecular se le designa enlace sigma  </li></ul>Enlace sigma
  15. 15. Enlace Covalente Polar <ul><li>Cuando los átomos que forman una molécula son heteronucleares y la diferencia en E.N. < 2 entonces forman enlaces covalentes polares. Ejemplo el HCl, el H 2 O </li></ul><ul><li>H EN = 2,1 Cl EN =2,9 </li></ul><ul><li>H . + . Cl: H  + :Cl:  - </li></ul>. . . . . . . .
  16. 16. ENLACE COVALENTE COORDINADO <ul><li>Un enlace covalente coordinado es un enlace formado cuando ambos electrones del enlace son donados por uno de los átomos. </li></ul><ul><li>Consiste en la compartición de un par de electrones , proveniente del mismo átomo. </li></ul><ul><li>Ejemplo: O </li></ul><ul><li>H O S O H </li></ul><ul><li>O </li></ul>
  17. 17. Regla del Octeto <ul><li>Es habitual que los elementos representativos alcancen las configuraciones de los gases nobles. Este enunciado a menudo se denomina la regla del octeto porque las configuraciones electrónica de los gases nobles tienen 8 é en su capa más externa a excepción del He que tiene 2 é. </li></ul>
  18. 18. REGLA DEL DUETO <ul><li>Así como los elementos electronegativos, cumplen la regla del octeto, para alcanzar la configuración de un gas noble. El Hidrogeno, cumple la regla del dueto. </li></ul><ul><li>La regla del dueto consiste en que el H 2 , al combinarse con otro elemento, ya sea en un enlace iónico o un enlace covalente, lo hace para completar su orbital con 2 electrones. </li></ul>
  19. 19. <ul><li>La sola regla del octeto y regla del dueto no nos permite hacer la estructura de Lewis, deberemos decidir como colocar los é en torno a los átomos enlazados, esto es cuantos é de valencia están involucrado en el enlace(é compartidos) y cuales é no se involucran en el enlace (é no compartido). </li></ul>
  20. 22. COMO DIBUJAR ESTRUCTURAS DE LEWIS
  21. 23. REPRESENTACION DE LAS ESTRUCTURAS DE LEWIS 1.- Sume los electrones de valencia de todos los átomos. Si la especie es un ion: adicione un electrón por cada carga negativa o reste un electrón por cada carga positiva. 2.- Determine el número de electrones requeridos para suministrar 2 electrones a cada átomo de H individualmente y 8 electrones a cada uno de los demás átomos individualmente. Luego sumelos 3. Electrones de enlace = elec (2) - elec(1)
  22. 24. 4.- Calcule el número de enlaces como sigue: Número de enlaces = (Elect. de enlace/2) 5.- Determine el número de electrones no enlazantes o sin compartir: Numero de elec no enlaz.= Electrones totales(1) - Electrones enlace
  23. 25. CARGA FORMAL <ul><li>La carga formal es un medio para contabilizar los electrones de valencia. </li></ul><ul><li>Para determinar la carga formal en cualquier átomo de una molécula o ion, se asigna electrones al átomo en la forma siguiente: </li></ul><ul><li>Determinar electrones enlazantes , se dividen por igual entre los átomos que forman los enlaces. </li></ul><ul><li>Determinar los electrones no enlazantes y asignarlos al átomo al cual pertenecen. </li></ul>
  24. 26. <ul><li>Determinar la carga formal : </li></ul><ul><li>CARGA FORMAL = NUMERO DE </li></ul><ul><li>ELECTRONES DE VALENCIA - ( 1/2 </li></ul><ul><li>NUMERO DE ELECTRONES ENLAZANTES </li></ul><ul><li>+ NUMERO DE ELECTRONES NO ENLAZANTES). </li></ul>
  25. 27. ENLACES DESLOCALIZADOS <ul><li>Se llama enlace deslocalizado , al tipo de enlace en el cual un par de electrones enlazantes se dispersa sobre varios átomos en lugar de estar localizado entre dos. </li></ul><ul><li>Una forma sencilla de Lewis no puede describir en forma apropiada el enlace deslocalizado. En su lugar a menudo se utiliza una descripción de resonancia. </li></ul>
  26. 28. ESTRUCTURAS RESONANTES <ul><li>Se describe la estructura electrónica de una molécula que tiene enlace deslocalizado , escribiendo todas las fórmulas de Lewis posibles, esto se llaman fórmulas de resonancia . </li></ul><ul><li>Una regla que debe seguirse al escribir las formas de resonancia es que el orden de los núcleos debe ser el mismo en todas ellas, es decir los átomos deben estar unidos en el mismo orden. Ejemplo: NO 3 - </li></ul>
  27. 31. EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO <ul><li>La regla del octeto falla en muchas situaciones en las que intervienen enlaces covalentes. Tales excepciones son de 3 tipos: </li></ul><ul><li>Moléculas con número impar de electrones </li></ul><ul><li>Moléculas en las que un átomo tiene menos de un octeto. </li></ul><ul><li>Moléculas en las que un átomo tiene más de un octeto. </li></ul>
  28. 32. <ul><li>Clasificación de orbitales híbridos: </li></ul><ul><li>Orbitales hibridos sp </li></ul><ul><li>Orbitales hibridos sp 2 </li></ul><ul><li>Orbitales híbridos sp 3 </li></ul><ul><li>Orbitales híbridos dsp 3 </li></ul><ul><li>Orbitales híbridos d 2 sp 3 </li></ul>
  29. 33. Orbital Híbrido “ sp “ <ul><li>Esta hibridación ocurre cuando se mezcla el orbital “s” y uno de los orbitales “p”, para generar dos nuevos orbitales: Ejemplo BeF 2 </li></ul>2s 2s 2px Finalmente quedan los orbitales así : 1s sp 2p
  30. 35. ORBITAL HÍBRIDO sp 2 <ul><li>Siempre que se mezcla cierto número de orbitales atómicos se obtiene el mismo número de orbitales híbridos. Cada uno de éstos es equivalente a los demás pero apuntan en dirección distinta. Cuando se mezclan un orbital “s” con dos orbitales “p, se forman 3 orbitales híbridos “sp 2 “ (ese pe dos). </li></ul>2s 2p 2s 2p sp 2 2p promover híbridar
  31. 38. ORBITAL HÍBRIDO sp 3 <ul><li>Cuando se mezcla un orbital “s” con tres orbitales “p,de la misma subcapa se forman 4 orbitales híbridos “sp 3 “ (ese pe tres). </li></ul>2s 2p 2s 2p sp 3 promover híbridar
  32. 40. HIBRIDACION CON ORBITALES “d” <ul><li>La mezcla de orbitales “s”, “p” y “d, puede dar origen a distintos tipos de orbitales hibridados, tales como: </li></ul><ul><li>1orbital “s”, 3 orbitales “p”y 1 orbital “d”, da origen a: 5 orbitales “ sp 3 d” </li></ul><ul><li>1orbital “s”,3 orbitales “p” y 2 orbitales “d”, da origen a 6 orbitales “ sp 3 d 2 ”, dirigidos hacia los vértices de un octaedro. </li></ul>
  33. 41. <ul><li>Esta hibridación es característica de la capa de valencia expandida. </li></ul><ul><li>EJEMPLOS: </li></ul>3s 3p 3d promover 3s 3p 3d sp 3 d 3d hibridar
  34. 43. NUMERO IMPAR DE ELECTRONES <ul><li>En casi todas las moléculas el Nº total de electrones de valencia es par, por lo tanto existe un apareamiento completo de los electrones. </li></ul><ul><li>Sin embargo existen moléculas tales como: </li></ul><ul><li>NO; ClO 2 ; NO 2 , las cuales tienen número impar total de electrones de valencia, obviamente es imposible aparear totalmente estos electrones para alcanzar el octeto, alrededor de cada átomo.Estas especies son muy reactivas y de corta vida. </li></ul>
  35. 44. MENOS DE UN OCTETO <ul><li>Esta segunda excepción se da cuando hay menos de ocho electrones alrededor de un átomo, esto suele darse en compuestos de Boro y Berilio, ejemplo BF 3 . </li></ul><ul><ul><ul><li>F F </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li>B ==== B </li></ul></ul></ul><ul><ul><ul><li>F F F F </li></ul></ul></ul>
  36. 45. GEOMETRIA MOLECULAR <ul><li>La geometría molecular de una molécula es la disposición de los átomos en el espacio. </li></ul><ul><li>El tamaño,y la forma (geometría) de una molécula permiten predecir la polaridad de la molécula y por lo tanto sus propiedades físicas y químicas. </li></ul><ul><li>La forma global de una molécula está determinada por sus ángulos de enlace, que son los ángulos formados por las líneas que unen los núcleos de los átomos de la molécula. </li></ul>
  37. 46. PREDICCION DE LA GEOMETRIA MOLECULAR <ul><li>La disposición gemétrica de los átomos en moléculas y iones puede predecirse por medio de la teoría de repulsión del par electrónico del nivel de valencia (RPENV). </li></ul><ul><li>Los pasos para predecir geometrías moleculares con el modelo RPENV son: </li></ul><ul><li>1.-Dibujar la estructura de Lewis </li></ul><ul><li>2.-Contar el número total de pares de electrones que rodean al átomo central y acomodarlos de modo tal que se minimicen </li></ul>
  38. 47. <ul><li>Las repulsiones entre los pares de electrones. Los electrones totales se determinan así: </li></ul><ul><li>Electrones= Nº de elec de valencia + más los electrones que aporta cada átomo + el ajuste para la carga del ión( si es que lo hay) </li></ul><ul><li>Se debe entonces determinar: </li></ul><ul><li>TOTAL ENLACE LIBRES (NO- ENL) </li></ul><ul><li>TOTAL = (ELECT. DE VALENC TOT./2) </li></ul><ul><li>NOTA: “ Un doble o triple enlace se cuenta como un par enlazante o un enlace . </li></ul>
  39. 53. TABLA DE ESTRUCTURAS MOLECULARES Total Enlac Libres Estruct. Ejemp. 2 2 0 Lineal HgCl 2 3 3 0 Trian.Plana BF 3 3 2 1 Angular SnCl 2 4 4 0 Tetrahe. CH 4 4 3 1 Trigo.Piramid NH 3 4 2 2 Angular H 2 O 5 5 0 Trigo.Bipiram PCl 5 5 4 1 Tetraed.Irreg TeCl 4 5 3 2 Forma de T ClF 3
  40. 54. 5 2 3 Lineal ICl 2 6 6 0 Octaedrica SF 6 6 5 1 Cuadrada IF 5 Piramidal 6 4 2 Cuadrada BrF 4 - Plana
  41. 55. POLARIDAD DE LAS MOLECULAS <ul><li>La geometría de una molécula y la polaridad de sus enlaces determinan juntas la distribución de las densidades de cargas en las moléculas. </li></ul><ul><li>Un extremo de una molécula polar tiene una densidad de carga negativa y el otro una positiva. Las moléculas no polares carecen de tal polaridad. </li></ul><ul><li>H--- F </li></ul>
  42. 56. <ul><li>El momento dipolar aumenta al aumentar la magnitud de las cargas separadas y al disminuir la longitud de enlace. </li></ul><ul><li>El momento dipolar se mide en “debyes (D)”. </li></ul><ul><li>COMP LONG.ENL. DIF. ELEC. </li></ul><ul><li>(A°) (D) </li></ul><ul><li>H-F 0.92 1.9 1.82 </li></ul><ul><li>H-Cl 1.27 0.9 1.08 </li></ul><ul><li>H-Br 1.41 0.7 0.82 </li></ul><ul><li>H-I 1.61 0.4 0.44 </li></ul>
  43. 57. POLARIDAD MOLECULAS POLIATOMICAS <ul><li>La polaridad de una molécula que contiene más de dos átomos depende tanto de la polaridad de los enlaces como de la geometría de la molécula . </li></ul><ul><li>Los dipolos de enlaces y los momentos dipolares son cantidades vectoriales, es decir tienen “ magnitud” y “ dirección ”. </li></ul><ul><li>El momento dipolar global de una molécula poliatómica es la suma de sus dipolos de enlace. En esta suma de vectores debemos considerar tanto: </li></ul>
  44. 58. Molécula Estructura Momento dipolar
  45. 59. Estructura Momento Dipolar
  46. 62. <ul><li>las magnitudes como las direcciones de los dipolos de enlace. </li></ul><ul><li>Ejemplo: CO y H O </li></ul><ul><li>Moléculas Polares: AB con (B átomos iguales): </li></ul><ul><li>Lineal A---B B </li></ul><ul><li>Plana trigonal A AB </li></ul><ul><li>B B </li></ul><ul><li>Tetraédrica B </li></ul><ul><li>A </li></ul><ul><li>B B </li></ul>
  47. 63. POLARIDAD DE LAS MOLÉCULAS A PARTIR DE LA GEOMETRÍA MOLECULAR
  48. 64. MOLÉCULAS POLARES Y NO POLARES <ul><li>H 2 El centro de carga positiva coincide con el centro de carga negativa. </li></ul><ul><li>HCl Los centros de carga positiva y negativa no coinciden. Ambos están localizados en el eje de enlace, pero el centro de carga negativa está más cercano del cloro. Esta molécula es polar o dipolo. </li></ul>
  49. 65. DIPOLOS <ul><li>Los dipolos se pueden distinguir experimentalmente de las moléculas no polares por su comportamiento en un campo eléctrico: cuando las moléculas polares se colocan entre un par de placas cargadas eléctricamente, tienden a rotar para alinearse con el campo. </li></ul>
  50. 66. + + + + + + - - - - - - DIPOLOS EN UN CAMPO ELECTRICO Dipolos antes de aplicar el voltaje a través de placas Dipolos después de aplicar el voltaje a través de placas + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + - + -
  51. 67. Molécula Estructura Momento dipolar
  52. 68. Molécula Estructura Momento dipolar
  53. 71. ENLACE METALICO <ul><li>Los átomos de los metales se unen mediante el denominado enlace metálico. Los átomos que constituyen los metales tienen pocos electrones de valencia, pero con libertad para moverse por toda la red de iones positivos </li></ul>
  54. 72. ENLACE METALICO <ul><li>Las condiciones que un átomo debe tener para formar un enlace metálico son: </li></ul><ul><li>1. Baja energía de ionización, lo que significa facilidad para ceder electrones. </li></ul><ul><li>2. Orbitales de valencia vacíos, para que los electrones circulen con facilidad </li></ul>
  55. 73. ENLACE METALICO <ul><li>Los electrones de estos elementos pueden ubicarse en dos estados energéticos principales: </li></ul><ul><li>1. Banda de valencia (de menor energía), desde la cuál, al recibir la energía necesaria, pueden ser promovidos a un estado superior. </li></ul><ul><li>. </li></ul>
  56. 74. ENLACE METALICO <ul><li>2. La banda de conducción. </li></ul><ul><li>En este modelo, la red metálica está formada por iones positivos fijos. Los electrones de valencia de estos cationes no pertenecen a ningún átomo y son los responsables de la conducción eléctrica y calórica. </li></ul>
  57. 75. ATRACCIONES MOLECULARES Se refieren a las interacciones entre partículas individuales (átomos, moléculas o iones) constituyentes de una sustancia. Estas fuerzas son bastante débiles en relación a las fuerzas interatómicas, vale decir enlaces covalentes y iónicos que puede presentar el compuesto.
  58. 76. UNIONES INTERMOLECULARES <ul><li>INTERACCION DIPOLO - DIPOLO </li></ul><ul><li>PUENTES DE HIDRÓGENO </li></ul><ul><li>FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON </li></ul>
  59. 77. <ul><li>H 2 O H 2 + O 2 </li></ul><ul><li> H=920 KJ </li></ul><ul><li>H 2 O (l) H 2 O (g) </li></ul><ul><li> H=40.7 KJ </li></ul>
  60. 78. INTERACCIONES DEL TIPO ION - ION <ul><li>La energía de atracción entre dos iones con cargas opuestas es directamente proporcional a sus cargas, e inversamente proporcional a la distancia de separación. </li></ul><ul><li>Ley de Coulomb </li></ul><ul><li>E = -k Z Li + . Z F - </li></ul><ul><ul><li> r </li></ul></ul>
  61. 79. <ul><li>A temperaturas suficientemente altas los sólidos iónicos se funden, a medida que la cantidad de energía que se les entrega es capaz de vencer la energía asociada a la atracción de iones con cargas opuestas. </li></ul><ul><li>El producto de las cargas: Z + * Z - , aumenta a medida que las cargas de los iones aumentan </li></ul>INTERACCIONES DEL TIPO ION - ION
  62. 80. INTERACCIONES DEL TIPO DIPOLO - DIPOLO <ul><li>Las moléculas covalentes polares presentan interacciones de tipo permanente dipolo - dipolo, debido a la atracción de la carga positiva:  + del átomo de una molécula con respecto a la carga  - del átomo de la otra molécula. Las fuerzas dipolo - dipolo , sólo son efectivas a distancias muy cortas. </li></ul>
  63. 81. INTERACCIONES DIPOLO - DIPOLO <ul><li>Se presentan entre moléculas de compuestos polares, debido a la atracción que ejerce el polo positivo de una molécula frente al polo negativo de la otra, y viceversa. </li></ul><ul><li>Estas atracciones varían con la temperatura, y por lo tanto influyen en los puntos de fusión y de ebullición de las sustancias </li></ul>
  64. 82. INTERACCIONES DEL TIPO DIPOLO - DIPOLO <ul><li>La energía de interacción promedio dipolo - dipolo son aproximadamente de 4 KJ por mol de enlaces. </li></ul><ul><li>Las sustancias que presentan interacciones de tipo dipolo - dipolo son más volátiles (tienen puntos de ebullición menores) que los compuestos iónicos. </li></ul>
  65. 83. INTERACCIONES DIPOLO - DIPOLO <ul><li> +  -  +  - </li></ul><ul><li>I ---- Cl . . . . I ---- Cl </li></ul><ul><li> +  -  +  - </li></ul><ul><li>Br ---- F . . . . Br ---- F </li></ul>
  66. 84. FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON <ul><li>Se presentan en todo tipo de moléculas en fase condensada, pero son demasiado débiles y, por tanto actúan especialmente en bajas temperaturas </li></ul><ul><li>En los gases nobles, estas fuerzas son las responsables de su licuefacción. </li></ul>
  67. 85. FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON <ul><li>Estas fuerzas tienen su origen en la posibilidad que poseen las nubes electrónicas de las moléculas de formar dipolos inducidos momentáneos. </li></ul><ul><li>Como la nube electrónica es móvil, por fracciones de segundo se distorsionan y dan lugar a pequeños dipolos que son atraídos o repelidos por los pequeños dipolos de las moléculas vecinas. </li></ul>
  68. 86. FUERZAS DE DISPERSION DE LONDON <ul><li>Las fuerzas de London hacen referencia a moléculas no polares, cómo: </li></ul><ul><li>CO 2 ; N 2 ; O 2 ; H 2 ; SO 3 </li></ul><ul><li>También se les llama fuerzas de corto alcance, pues solo se manifiestan cuando las moléculas están muy cerca unas de otras. </li></ul>
  69. 87. EL ENLACE DE HIDROGENO <ul><li>Se ha encontrado que en varios compuestos , el hidrógeno se encuentra entre dos átomos, formando entre ellos un puente o enlace, llamado PUENTE DE HIDROGENO. </li></ul><ul><li>Los puentes de hidrógeno son comunes cuando éste se enlaza con átomos de alta electronegatividad, fluor, oxígeno y nitrógeno. </li></ul>
  70. 88. EL ENLACE DE HIDROGENO <ul><li> F - . . . . H + F - </li></ul><ul><li>H + F - . . . . H + </li></ul><ul><li> n </li></ul>Puentes de hidrógeno
  71. 89. EL ENLACE DE HIDROGENO hielo agua O H H O H H O H H O H H O H H O H H O H H O H H

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