ENLACE QUÍMICO - IES Juan de Aréjula

ENLACE QUÍMICO
ENLACE QUÍMICO
Contenidos
Niveles:
2º Bachillerato Química
El enlace químico
Recordemos:
• Las únicas sustancias formadas por átomos
independientes son los gases nobles, cuya
configuración electrónica se caracteriza por
tener 8 electrones en su capa de valencia.
• El resto de sustancias se presenta formando
estructuras más complejas como moléculas,
redes cristalinas y redes atómicas, que
resultan más estables que sus átomos
aislados.
• Las fuerzas que mantienen unidos a unos
átomos con otros se denomina enlace
químico (interatómico). Las fuerzas que
mantienen unidas a unas moléculas con
otras también se denomina enlace químico
(intermolecular).
• La distancia en la que el sistema se
encuentra con mínima energía, la energía
de enlace, es la distancia de enlace.
Tipos de enlace
Electronegatividades
de los átomos
Tipo de
enlace
Tiene lugar
entre…
Naturaleza del enlace
Ejemplo
Muy diferentes
Iónico
Metal y no metal
Transferencia de
electrones
NaCl (s)
Altas y similares
Covalente
No metal y no
metal
Compartición de pares
de electrones
H2O (l)
Bajas y similares
Metálico
Metal y metal
Compartición masiva de
electrones
Fe (s)
A02
Teoría de Lewis
Las propiedades químicas de los elementos así como el tipo de enlace que forman vienen
determinadas por el número y disposición de los electrones de la capa de valencia.
En 1923, Lewis da a conocer su teoría del enlace químico e idea una simbología sencilla
para los átomos enlazados.
• Representación de Lewis: consiste en representar cada átomo con el símbolo del
elemento rodeado de los electrones de su capa de valencia (arriba, abajo, izquierda y
derecha).
• Teoría de Lewis: los átomos tratan de conseguir una configuración idéntica a la de los
gases nobles, lo que les lleva a ganar, perder o compartir electrones hasta tener 8
electrones en su capa de valencia (regla del octeto).
Gilbert Newton Lewis
(1875-1946)
Químico norteamericano
Enlace iónico
El enlace iónico se produce cuando se combinan elementos
con electronegatividades muy diferentes. En tal caso, el
elemento más electronegativo (no metal) forma iones
negativos, y el menos electronegativo (metal), iones
positivos. El enlace se produce por la atracción
electrostática entre dichos iones de signo contrario.
El enlace iónico es la unión de dos o más átomos mediante
la transferencia mutua de electrones, formación de iones
de signo contrario y posterior atracción electrostática.
A03
Enlace iónico: estudio energético
Li ( s ) +
Sublimación
Ionización
Disociación
Ionización
1
F2 ( g ) → LiF ( s )
2
Li ( s ) → Li ( g )
Li ( g ) + EI1 → Li + ( g ) + 1e −
1
F2 ( g ) → F ( g )
2
F ( g ) + 1e − → F − ( g ) + AE1
-594 kJ/mol
155,2 kJ/mol
520 kJ/mol
150,6 kJ/mol
-333 kJ/mol
492,8 kJ/mol
Li + ( g ) + F − ( g ) → LiF ( s ) + U
Se define la energía de red o energía reticular de un
compuesto iónico como la energía que es necesario
suministrar a un mol de ese compuesto para que sus
iones se separen a una distancia tal que dejen de
interaccionar.
-1086,8 kJ/mol
La energía reticular se
representa con la letra
U y sus unidades son
kJ/mol
Enlace iónico: ciclo de Born-Haber
1
Na( s ) + Cl2 ( g ) → NaCl ( s ); ∆H f , NaCl = −411kJ / mol
2
Na ( g ) Cl ( g )
Na + ( g ) Cl − ( g )
∆H f , NaCl = 107,3kJ + 122kJ + 495,8kJ − 348, 6kJ − 787 kJ = −410,5kJ
Enlace iónico: ciclo de Born-Haber
Cl ( g ) + e− → Cl − ( g )
Na( g ) → Na + ( g ) + e −
½ Cl2 ( g ) → Cl ( g )
Na + ( g ) + Cl − ( g ) → NaCl ( s)
Na( s) → Na( g )
Na( s) + ½ Cl2 ( g ) → NaCl ( s)
A04,05
Enlace iónico: cristales iónicos
Los iones de un compuesto iónico se ordenan en una estructura
geométrica tridimensional denominada red cristalina o cristal
iónico, que se refleja macroscópicamente en la cristalización de la
sustancia concreta.
La estructura cristalina de una sustancia iónica se conoce con
ténicas de espectroscopía de difracción de rayos X.
La disposición de los iones en la red cristalina depende,
fundamentalmente, de la proporción de un tipo y otro de ión en la
fórmula química y de sus respectivos radios iónicos.
Sulfato de cobre
Enlace iónico: cristales iónicos
Las redes iónicas están formadas por una estructura básica que se repite y que se
llama celda unidad.
La estructura de la celda unidad depende de la estequiometría del compuesto y de
los tamaños relativos de sus iones.
Los iones de la red se disponen de la forma más favorable posible, lo que implica que
cada ión se rodeará del máximo número posible de iones del signo contrario.
Se llama índice de coordinación (IC) de un ión al número de iones de tipo contrario
que se colocan a su alrededor.
rcatión/ranión
> 0,732
0,732 – 0,414
0,414 – 0,255
Estequiometría
IC catión
IC anión
Tipo de red
CsCl
8
8
Cúbica centrada en el cuerpo
CaF2
8
4
Tipo fluorita
NaCl
6
6
Cúbica centrada en las caras
TiO2
6
3
Tipo rutilo
ZnS
4
4
Tetraédrica
SiO2
4
2
Tipo cuarzo
Enlace iónico: cristales iónicos
Celda unidad CsCl
Cúbica centrada en el cuerpo
Celda unidad TiO2
Estructura rutilo
Celda unidad SiO2
Celda unidad CaF2
Celda unidad ZnS
Estructura blenda
Mover las estructuras
Mover las estructuras
Celda unidad NaCl
Cúbica centrada en las caras
Celda unidad ZnS
Estructura wurtzita
Enlace iónico: energía de red
La fuerza que mantiene unidos a los iones de un compuesto iónico es de tipo
electrostático y hace que éstos alcancen una situación energéticamente estable.
Carga del anión
Energía de red o
energía reticular
para un mol
Carga del catión
U = N0k
Número de
Avogadro
Qa Qc  1 
A 1 −  re = rcatión + ranión
re
 n
Factor de compresibilidad o
de Born-Landé
Constante de Madelung (depende
del compuesto iónico)
Constante electrostática
de Coulomb
Distancia de enlace
Enlace iónico: energía de red
La energía de red aumenta
con la carga de los
iones y disminuye con su
tamaño.
Compuesto
AlCl3
BeCl2
MgCl2
CaCl2
SrCl2
NaCl
Radio catión (nm)
0,054
0,031
0,066
0,099
0,113
0,095
+3
+2
+2
+2
+2
+1
La energía de red es una
medida de la estabilidad
del cristal iónico.
U (kJ/mol)
5376
3004
2477
2268
2142
787
Carga catión
A08,09
Enlace iónico: propiedades
• Sólidos a temperatura ambiente y con elevados puntos de fusión.
Fundir un compuesto iónico supone romper la red cristalina, luego el punto de fusión
será tanto más alto cuanto mayor sea su energía de red.
• Solubles en disolventes polares.
La disolución también supone la ruptura de la red, en este caso por interacción con las
moléculas del disolvente. Esta interacción es mayor cuanto más polar sea el
disolvente.
• No conducen la electricidad en estado sólido y sí fundidos o disueltos.
En estado sólido los iones de la red permanecen fijos en sus posiciones, mientras que
cuando se encuentran fundidos o disueltos sus iones cuentan con movilidad.
• Son duros y frágiles.
Tienen alta resistencia a ser rayados (dureza) pues ello supone la ruptura de enlaces
entre unos iones y otros. Por otra lado pueden romperse fácilmente, pues cualquier
golpe supone un desplazamiento a nivel atómico que puede enfrentar a iones del
mismo signo, provocando la correspondiente repulsión eléctrica.
Enlace covalente
H2
O2
H 2O
HCl
Cl2
Cl → 1s 2 s 2 p 3s 3 p
2
No se
pueden
explicar en
base al
enlace iónico
2
6
2
5
No
consigue
el octeto
Cl + → 1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 4
Cl − → 1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6
Consigue
el octeto
Idéntica electronegatividad
El enlace covalente es el procedimiento de unión de dos o más átomos que
consiste en compartir uno, dos o tres pares de electrones.
Enlace covalente
El enlace covalente se produce
cuando se combinan elementos
con electronegatividades altas
y parecidas (no metal-no metal o
metal-no metal no muy alejados
en la T.P.).
Covalente apolar
Diferencia de
electronegatividades
Tipo de enlace
>1,7
Principalmente
iónico
0,4-1,7
Covalente
polar
<0,4
Principalmente
covalente
0
Covalente
apolar
Covalente polar
Cuando esas electronegatividades
son iguales se dice que el enlace
es covalente apolar
Cuando las electronegatividades
son diferentes el enlace es
covalente polar.
Iónico
Sustancias covalentes moleculares: están formadas por
moléculas de varios átomos unidos entre sí por enlace
covalente. Dichas moléculas están unidas unas con otras
por fuerzas intermoleculares.
Sólidos covalentes: formadas por átomos unidos unos a
otros por enlace covalente.
Estructuras de Lewis
• Permiten representar los enlaces covalentes entre los átomos de una
molécula.
• Si bien no expresa la verdadera geometría molecular, por su simplicidad,
suele ser muy utilizada cuando conocerla no es fundamental.
• Se representa cada átomo con el símbolo del elemento al
que pertenece rodeado de tantos puntos (o aspas) como
electrones posea en la capa de valencia, y dispuestos
simétricamente alrededor del mismo.
• Entre los dos átomos que se unen se colocan los pares
de electrones de enlace (compartidos) o pares
enlazantes
• En una representación alternativa, se puede sustituir
cada par de electrones por un guión.
• Cuando el número de electrones compartidos es de dos
hablamos de un enlace simple, cuando se comparten
cuatro, se trata de un enlace doble y se dice triple
cuando se comparten tres pares de electrones
Estructuras de Lewis
Si bien la estructura de Lewis se puede conseguir de
una manera más o menos intuitiva, podemos
seguir una serie de pasos que nos orienten.
H 2 SO4
1. Plantear un esqueleto razonable intentando la
mayor simetría posible. Para ello:
1.a. El elemento más electropositivo aparece
normalmente como átomo central, excepto el
H.
1.b. Los átomos de oxígeno no se deben enlazar
entre sí, excepto en las moléculas de O2 y
O3, en los peróxidos y superóxidos.
C2 H 4
1.c. En los ácidos ternarios (oxoácidos) el H
hidrógeno se enlaza a un O y no al átomo
C
central, excepto en H3PO3 y H3PO2.
H
C
1.d. Para iones o moléculas con más de un
átomo central se usan los esqueletos más H
simétricos posibles
H
P2 O 7
4−
O
O
O P O P O
O
O
Estructuras de Lewis
2. Calcular D, el número de electrones disponibles
en las capas de valencia. (Para iones incluir o
disminuir la carga del ion).
3. Calcular N, el número de electrones de la capa de
valencia necesarios para adquirir la configuración
de gas noble.
4. Calcular C, nº total de electrones compartidos.
5. Colocar los electrones C en el esqueleto como
pares compartidos. Usar enlaces simple, dobles y
triples (si es necesario para conseguir el octeto)
6. Colocar los electrones sobrantes en el esqueleto
como pares no compartidos hasta llenar el octeto
de cada elemento de los grupos representativos
(excepto para el H que serán 2)
7. Comprobar que el número total de electrones es
igual a D.
8. En el caso de iones, se encierra la estructura
entre corchetes y se coloca la carga del ión en la
parte superior derecha.
D = 6 ×1 + 6 × 4 + 1× 2 = 32
N = 8 × nº átomos + 2 × nº átomos H
N = 8 × 5 + 2 × 2 = 44
C = N −D
C = 44 − 32 = 12
4-
Excepciones a la regla del octeto
En ocasiones la estructura de Lewis de un
compuesto no cumple la regla del octeto:
Cl
• Caso del BeCl2, en que el Be completa sólo
cuatro electrones en su última capa
• Elementos del grupo 13, como el B, requieren 6
electrones para completar su última capa
• Algunos compuestos e iones con un número
impar de electrones suelen dimerizarse
• Algunos compuestos, PF5, e iones requieren
más de ocho electrones en la última capa del
átomo central
A10,11
Enlace covalente coordinado o dativo
Para explicar la existencia de ciertas especies químicas,
como el ácido sulfúrico, H2SO4 es necesario
considerar que los electrones compartidos son
aportados por uno de los átomos.
Tal situación puede representarse con una flecha, que
sustituya a la barra utilizada, y que va de la especie
dadora a la especie aceptora.
Un enlace covalente se llama coordinado o dativo cuando uno
de los átomos que se enlazan es el que aporta los electrones
del enlace.
A12,13
B
Cl
Cl
Estructuras resonantes. Enlaces deslocalizados
Para algunas especies es posible la existencia de varias estructuras.
En tales situaciones, se considera que la estructura real, híbrido de
resonancia, es intermedia entre todas las posibles, estructuras
resonantes, y que contiene enlaces deslocalizados que afectan a dos
o más átomos.
Estructuras
resonantes
Híbrido de
resonancia
Enlaces
deslocalizados
A14
Teoría de la repulsión entre pares electrónicos de la capa
de valencia (TRPECV)
• La TRPECV junto con la TEV ayudan
a determinar la geometría de las
moléculas.
• En ella se definen como regiones de
elevada densidad de carga tanto a
los
pares
electrónicos
no
enlazantes como a los átomos
situados en torno al átomo central
Nº de regiones
de elevada
densidad de
carga
Las regiones de elevada densidad
de carga se sitúan en la molécula lo
más alejadas entre sí que sea
posible
2
3
4
5
6
Lineal
180º
Trigonal plana
120º
Tetraédrica
109,5º
Bipirámide trigonal
90º, 120º, 180º
Octaédrica
90º, 180º
Geometría
electrónica
TRPECV
Geometría de las moléculas en función de los pares electrónicos de
enlace y no enlace que rodean al átomo central
Nº pares
enlazantes
Nº pares no
enlazantes
Fórmula
general
2
0
AB2
Lineal
BeCl2
3
0
AB3
Trigonal plana
o triangular
BF3
2
1
AB2 (E)
Angular
SnCl2, O3
4
0
AB4
Tetraédrica
CH4
Geometría
Ejemplos
TRPECV
Nº pares
enlazantes
Nº pares no
enlazantes
Fórmula
general
3
1
AB3 (E)
Piramidal trigonal
NH3, SO32-
2
2
AB2 (E2)
Angular
H2O
5
0
AB5
Bipirámide trigonal
PCl5
4
1
AB4 (E)
Tetraédrica
distorsionada
SF4
3
2
AB3 (E2)
Forma de T
ClF3, ICl3
Geometría
Ejemplos
TRPECV
Nº pares
enlazantes
Nº pares no
enlazantes
Fórmula
general
2
3
AB2 (E3)
6
0
AB6
5
1
4
2
Geometría
Ejemplos
Lineal
XeCl2
Octaédrica
SF6
AB5 (E)
Piramidal cuadrada
ICl5, IF5,
BrF5
AB4 (E2)
Plana cuadrada
XeF4, IF4¯
Pasos para la aplicación de la TRPECV
1. Se escribe la estructura de Lewis de la molécula
2. Se cuenta el número de regiones de alta densidad de carga que rodean al
átomo central (pares enlazantes y pares no enlazantes)
3. Se predice la distribución global de las citadas regiones (geometría del
átomo central)
4. Se predicen los ángulos de enlace teniendo en cuenta que: repulsión par
libre-par libre > repulsión par libre-par enlazante > repulsión par
enlazante-par enlazante (geometría de la molécula)
F
S
F
A15
Polaridad molecular
Un enlace resulta polar cuando los átomos enlazados cuentan
con electronegatividades diferentes.
µenlace
Esa polaridad es tanto mayor cuanto mayor sea la diferencia de
electronegatividad y la distancia internuclear.
Se define el momento dipolar de un enlace µ, como el producto
de la carga desplazada por la distancia entre ambos centros
de carga.
µenlace = δ renlace
La unidad para el momento
dipolar es el Debye (D)
1D = 3,338·10−30 C ·m
El momento dipolar de una molécula es la suma
vectorial de los momentos dipolares de sus enlaces.
µmolécula = ∑ µenlace
Una molécula es polar cuando su momento dipolar es
distinto de cero.
Una molécula es apolar cuando su momento dipolar es
cero.
Polaridad molecular
A16,17
Teoría del enlace de valencia (TEV)
En 1931, Pauling y Slater desarrollan la teoría del
enlace de valencia (TEV):
• La formación del enlace entre dos átomos se
produce por la interpenetración de las nubes
electrónicas (solapamiento) y apareamiento
(espines antiparalelos) de los electrones. El
enlace es tanto más fuerte cuanto mayor sea el
solapamiento. (El número de electrones
desapareados de un átomo se denomina
covalencia).
Buen solapamiento
Solapamiento pobre
No
solapamiento
Buen solapamiento
Solapamiento pobre
• Las condiciones para un buen solapamiento
entre orbitales de enlace son:
•
Aproximación con orientación adecuada.
•
Energía orbital similar (tamaño parecido
de los orbitales).
•
Orbitales con electrones desapareados.
• El enlace se forma cuando la energía potencial
del sistema alcanza un valor mínimo (punto de
máxima estabilidad)
Teoría del enlace de valencia (TEV)
Según se produzca el solapamiento se distinguen dos tipos de enlaces:
• Enlace σ: formado por un solapamiento frontal (en la dirección de los
ejes de revolución de los orbitales).
• Enlace Π: formado por un solapamiento lateral
Enlace pi
Enlaces sigma
Enlace triple
Enlace simple
El enlace pi es
más débil que el
enlace sigma
Enlace doble
Hibridación de orbitales atómicos
La aplicación de la teoría del enlace de valencia a las moléculas de agua y amoníaco
proporcionan unas estructuras espaciales cuyos ángulos de enlace no coinciden
con los obtenidos experimentalmente. Una modificación de esta teoría introduce el
concepto de hibridación de orbitales.
90º
104,5º
90º
107,3º
Hibridación de orbitales atómicos
Los átomos centrales de estas moléculas utilizan orbitales híbridos, que son
orbitales obtenidos por combinación de los orbitales atómicos de su capa de
valencia.
Tipo de
hibridación
sp
Orbitales puros que se
combinan
Nº de
orbitales
híbridos
2
sp 2
3
Orbitales híbridos
obtenidos
Geometría
Átomo
Hibridación de orbitales atómicos
Tipo de
hibridación
Orbitales puros que se
combinan
sp 3
Nº de
orbitales
híbridos
Orbitales híbridos
obtenidos
Geometría
Átomo
4
sp 2 d
4
4
4x
Hibridación de orbitales atómicos
Tipo de
hibridación
Nº de
orbitales
híbridos
Orbitales híbridos
obtenidos
sp 3 d
5
5x
sp 3 d 2
6
6x
Geometría
Átomo
A18,19,20
Enlaces simples, doble y triples
C2 H 6
Etano
C
s
2
s1
p1y p1z px
p1y p1z p1x
C
( sp ) ( sp ) ( sp ) ( sp )
3 1
3 1
3 1
3 1
Enlaces sigma
Enlaces simples, doble y triples
Eteno
C2 H 4
C
s
2
p1y p1z px
( sp ) ( sp ) ( sp )
2 1
2 1
2 1
p1x
s1
p1y p1z p1x
Enlaces simples, doble y triples
C2 H 2
Etino
C
s
2
s1
p1y p1z px
1
( sp ) ( sp )
1
p1y
p1y p1z p1x
p1z
A21
Sólidos covalentes y sustancias covalentes moleculares
Sustancias covalentes
moleculares
Dióxido de
carbono
Agua
Yodo
Amoníaco
Sólidos covalentes
Grafito
Cuarzo (SiO2)
Mueve algunas de
estas estructuras
A22
Diamante
Propiedades de las sustancias covalentes
• Sólidos, líquidos o gaseosos a temperatura ambiente.
Los sólidos covalentes tienen un elevado punto de fusión, sin embargo, las sustancias
covalentes moleculares sólidas presentan bajas temperaturas de fusión y en el caso
de los líquidos la temperatura de ebullición tampoco es elevada. En el primer caso hay
que vencer fuerzas covalentes fuertes, mientras que en el segundo caso se trata de
fuerzas intermoleculares mucho más débiles.
• Las sustancias covalentes moleculares son solubles en disolventes de polaridad
similar.
Las sustancias polares, como el alcohol, son solubles en disolventes polares, como el
agua; mientras que las apolares, como las grasas, lo son en disolventes apolares,
como la gasolina.
• No conducen la electricidad.
En general, las sustancias covalentes son malas conductoras de la electricidad, salvo en
casos de sustancias que presenten una gran nube Π en la que pueda existir movilidad
electrónica, como ocurre en el grafito.
• Blandas y elásticas.
A excepción de los sólidos covalentes, que son duros, las sustancias covalentes
moleculares son fáciles de rayar o romper si se trata de sólidos, pues con ello se
rompen enlaces intermoleculares débiles.
Enlace metálico
El enlace metálico tiene lugar cuando se unen átomos de elementos con
electronegatividades parecidas y bajas. El enlace metálico es el tipo de unión
que mantiene unidos a los átomos de los elementos metálicos y de las aleaciones.
El enlace metálico se puede explicar con dos teorías: el modelo de mar de
electrones y la teoría de bandas.
Modelo de mar de electrones
En la red de átomos metálicos con pocos
electrones de valencia, éstos se liberan formando
un mar de electrones con capacidad para
moverse por todo el metal.
Si bien este modelo es capaz de explicar la mayoría
de las propiedades de los metales, sin embargo, no
consigue
hacerlo
con
las
diferentes
conductividades eléctricas de algunos materiales
(conductores, aislantes y semiconductores).
Enlace metálico
Teoría del orbital molecular
La teoría de bandas se basa en el
concepto de orbital molecular. La
teoría del orbital molecular es una
teoría cuántica del enlace en la que se
interpreta que cuando dos átomos se
acercan para enlazarse sus orbitales
atómicos de la capa de valencia se
combinan para formar orbitales
moleculares: uno de menor energía
(orbital enlazante) y otro de mayor
energía (orbital antienlazante). El
primero favorece el enlace mientras
que el segundo no.
Los electrones se colocan en éstos
orbitales siguiendo el principio de
exclusión de Pauli y el de máxima
multiplicidad de Hund. Tales electrones
pertenecen a toda la molécula.
Enlace metálico
Teoría de bandas
En la unión por enlace metálico
de los átomos que forman la
red metálica se forman dos
bandas
(agrupación
de
orbitales moleculares): una
de valencia y otra de
conducción.
Cuando la banda de valencia
y la de conducción están
unidas (dependerá de cada
material) los electrones tienen
posibilidad
de
moverse
(conductor).
Si entre ambas hay una gran
separación
(banda
prohibida), los electrones no
tienen movilidad (aislante).
Por último, si la separación es pequeña, los electrones pueden pasar a la banda de
conducción cambiando las condiciones del material (semiconductor).
Propiedades de los metales
• Sólidos a temperatura ambiente.
Los metales, a excepción del mercurio que es líquido, son sólidos a temperatura ambiente
y con elevados puntos de fusión.
• Conducen la electricidad y el calor.
Los metales conducen muy bien la electricidad y el calor al disponer de electrones que
tienen gran movilidad por toda la red metálica..
• Dúctiles y maleables.
Pues al desplazar un plano atómico de la red respecto de otro no se produce la repulsión
iónica de los compuestos iónicos.
Fuerzas intermoleculares
Las fuerzas intermoleculares son fuerzas electromagnéticas que aparecen entre las
moléculas de las sustancias covalentes moleculares y que permiten la unión de
unas moléculas con otras. Tales fuerzas explican que las sustancias covalentes
moleculares se licuen y solidifiquen. Además determinan muchas de sus
propiedades.
Las fuerzas intermoleculares son mucho
más
débiles
que
las
fuerzas
intramoleculares
La energía necesaria para descomponer
agua en átomos de O y H es de 920 kJ/mol.
La energía necesaria para vaporizar el
agua es de 40,7 kJ/mol
Enlaces de hidrógeno
Fuerzas
intermoleculares
Ion-dipolo
Ion-dipolo inducido
Keeson: dipolos permanentes
De Van der Waals
Debye: dipolo permanente-dipolo inducido
London: dipolo instantáneo-dipolo inducido
Fuerzas intermoleculares
Ion-dipolo
Las fuerzas intermoleculares ion-dipolo son las
responsables de la disolución de los compuestos
iónicos en disolventes polares.
La energía de solvatación es la desprendida
cuando las moléculas del disolvente
rodean a los iones de la red. Si la energía
de solvatación es mayor que la de red
entonces el compuesto iónico se disolverá.
Ion-dipolo inducido
En este caso el ion induce un dipolo en las moléculas
apolares. Es la interacción entre el I¯ y el I2.
De van der Waals
Las
fuerzas
intermoleculares
de
Keeson
o
dipolodipolo,
ocurren
en
compuestos
polares
como el HCl.
Fuerzas intermoleculares
De van der Waals
Las fuerzas intermoleculares de Debye o dipolo permanente-dipolo inducido, ocurren
entre sustancias polares y sustancias apolares. En estas últimas las moléculas deben
ser lo suficientemente grandes para que la inducción provoque un desplazamiento
significativo de sus cargas eléctricas.
Cl2
HCl
Cl2
HCl
Las fuerzas intermoleculares de dispersión, de London o dipolo instantáneo-dipolo
inducido, ocurren en compuestos apolares como el Cl2. Las fuerzas de London
aumentan con el tamaño de la molécula
Cl2
Cl2
Cl2
Fuerzas intermoleculares
Enlaces de hidrógeno
Las combinaciones del H con
elementos de los grupos 15, 16 y
17 forman moléculas polares cuyo
punto de ebullición aumenta con el
tamaño de la molécula. En el HF,
el H2O y el NH3, el punto de
ebullición y de fusión son
considerablemente superiores al
esperado.
La interacción que se da entre las moléculas que tienen átomos de H unidos a otros muy
electronegativos y de pequeño tamaño, que ocurre en os enlaces H-F, H-O y H-N, se
denomina enlace de hidrógeno.
A23
Material realizado:
• Con ordenador pagado del bolsillo del profesor
• Con energía eléctrica pagada del bolsillo del profesor
• Con conexión a Internet pagada del bolsillo del profesor.
¡Andalucía imparable!
Anexo A
Anexo A
Anexo A
Anexo A
Anexo A
Anexo A
Anexo A
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