Tema 4. Moléculas y fuerzas intermoleculares
4.1. Moléculas y geometría molecular
4.2. Teoría de la hibridación de orbitales atómicos
4.3. Polaridad de las moléculas
4.4. Fuerzas intermoleculares.
4.5. Enlace de hidrógeno
4.1. Moléculas y geometría molecular
•
Las
moléculas
son agregados de estructura fija y permanente
formados por un número definido de átomos, unidos entre sí
por enlaces covalentes, que tienen existencia independiente y
estable.
•
Características de las moléculas:
1. Pueden estar formados por átomos idénticos (O2, S8, C60,…) o diferentes (NH3, CO2, H2O, …)
2. El número de átomos en una molécula es muy variable.
3. La fórmula química de las sustancias moleculares indica la composición exacta de la molécula y puede simplificarse.
•
Estructuras de Lewis y geometría molecular
:
Las fórmulas de Lewis nos proporcionan:
1. Una imagen de la estructura de la molécula.
2. La presencia de electrones no compartidos, denominados pares no enlazantes o pares solitarios.
Las fórmulas de Lewis no proporcionan la geometría
molecular
.
•
Método RPECV
:
La geometría de una molécula es el resultado de la
distribución tridimensional de sus átomos, y viene definida
por la disposición espacial de los núcleos atómicos.
•
Para predecir la forma geométrica de una molécula o ion
molecular por el método RPECV, se sigue este método:
1. Obtener la estructura óptima de Lewis.
2. Se cuenta el número de regiones de alta densidad electrónica en torno al átomo central, sin importar si son de enlace o electrones solitarios. 3. Se representan gráficamente las orientaciones espaciales de mínima
repulsión (ver tabla 1).
4. Se colocan los átomos que rodean al átomo central en los extremos de algunas o todas las nubes electrónicas.
4.2. Teoría de la hibridación de orbitales atómicos
• La hibridación es el proceso mediante el cuál orbitales atómicos puros secombinan entre sí, transformándose en otros orbitales diferentes denominados orbitales atómicos híbridos.
• Características:
1. Se forman tantos OH como orbitales atómicos puros se combinan. 2. Todos los OH de un mismo tipo son idénticos en energía y forma.
3. Los OH son muy direccionales, es decir, la zona de alta densidad electrónica está muy concentrada en una determinada dirección. Por tanto los enlaces que forman son más fuertes que utilizando orbitales atómicos puros.
• Tipos de hibridación:
1. Hibridación sp: En la molécula BeCl2, el átomo de berilio, de covalencia 2, presenta la siguiente configuración electrónica:
Be: 1s22s12p1
2. Hibridación sp
2:
En la molécula de BF
3, el átomo
de boro, de covalencia 3, presenta la siguiente
configuración electrónica:
B: 1s
22s
12p
23. Hibridación sp3 del átomo de carbono: En la molécula de CH
4, el
carbono dispone de cuatro electrones de valencia desapareados:
C: 1s22s12p3
Si utilizara los orbitales atómicos puros, los cuatro enlaces con el hidrógeno no serían idénticos. Por tanto se combinan para formar cuatro híbridos sp3, solapando con los orbitales 1s de cada átomo de
•
El átomo de carbono puede utilizar los tres tipos de
hibridaciones: sp, sp
2, sp
3, según el compuesto que forme:
1. Hibridación sp3 en compuestos covalentes con enlaces sencillos, tales como C-C, C-H, dando enlaces de tipo σ. La geometría resultante es la tetraédrica. Ejemplo: CH4.
2. Hibridación sp2 (trigonal) en la formación de enlaces dobles C=C y C=O. Los orbitales híbridos sp2 se disponen en un plano formando
ángulos de 120º entre ellos. El doble enlace C=C es el resultado de combinar un enlace de tipo σ entre los orbitales híbrido sp2 de dos
átomos de C, y otro de tipo π al solapar lateralmente los dos orbitales atómicos 2p sin utilizar (uno de cada C). Ejemplo: eteno (etileno): H2C=CH2.
4.3. Polaridad de las moléculas
•
Para que una molécula sea polar es necesario que los enlaces
covalentes estén polarizados.
•
La magnitud física que mide lo polarizado que está un enlace
covalente es el
momento dipolar. Es un vector que va dirigido
desde el centro de carga positivo (δ+) hacia el centro de carga
negativo (δ-), para poner especial énfasis en mostrar hacia qué
átomo se han desplazado los electrones del enlace.
•
Una molécula diatómica es polar siempre que su enlace covalente lo
sea.
•
En moléculas poliatómicas con más de dos átomos, la presencia de
enlaces polares no garantiza que la molécula sea polar. Depende de
la geometría molecular. Ésta puede hacer que todos los momentos
dipolares dentro de una molécula se cancelen entre sí, como por
ejemplo en el CO
2:
4.4. Fuerzas intermoleculares
•
Fuerza intermolecular
es cualquier tipo de interacción entre
moléculas que no implique enlace químico.
•
Son débiles y atractivas. La intensidad relativa entre ellas se
compara tomando como referencia el punto normal de
ebullición y la energía de vaporización.
•
Fuerzas de Van der Waals
: Son las fuerzas intermoleculares
que actúan entre dipolos. Tipos:
2. Fuerzas entre dipolos permanentes: Son atracciones adicionales entre moléculas polares, las cuáles presentan momentos dipolares permanentes. Afecta tanto más cuanto más polar sea la molécula.
Ejemplos: HCl, CH3Cl, HBr, …
En moléculas de masa similar, la presencia de dipolos permanentes origina diferencias apreciables en los puntos de fusión y de ebullición.
En moléculas de masa muy diferente, las fuerzas de dispersión predominan sobre las fuerzas entre dipolos permanentes.
4.5. Enlace de hidrógeno
•
El
enlace de hidrógeno
es un tipo especial de fuerza
intermolecular que confiere a las moléculas propiedades
excepcionales. Su carácter es intermedio entre las fuerzas de
Van der Waals y el enlace covalente.
•
Requisitos:
1. Presencia de átomos de hidrógeno unidos a elementos químicos con átomos pequeños muy electronegativos: F, O, N.
2. Presencia de otros átomos pequeños muy electronegativos con pares de electrones no enlazados o solitarios: F, O, N.
•
El enlace de hidrógeno se produce por la fuerte atracción
electrostática entre el núcleo del hidrógeno (casi desprovisto
de
su
electrón
por
estar
unido
a
un
átomo
muy
•
Características del enlace de hidrógeno:
1. Altos puntos de fusión y de ebullición. 2. Alta energía de vaporización.
3. Elevada capacidad calorífica.
•
Los puntos de ebullición de los hidruros con enlace de
4.6. Propiedades de las sustancias moleculares
•
Las sustancias moleculares presentan fuerzas intermoleculares
entre sus moléculas.
Éstas son débiles y ello explica las
siguientes propiedades:
1. Los puntos de fusión y de ebullición son bajos o muy bajos. Normalmente se presentan en estado líquido o gaseoso.
2. Sólidos moleculares: yodo (I2), azufre (S8), glucosa (C6H12O6), … Suelen ser de baja densidad, blandos y frágiles, malos conductores del calor y la electricidad.
3. Las sustancias moleculares apolares tienen valores más bajos de las propiedades anteriores que las polares.
