Fuerzas Intermoleculares

Tema: Fuerzas Intermoleculares.

Introducción:

En el presente trabajo se tratará acerca de las fuerzas intermoleculares que existen entre los átomos de los elementos químicos, estas fuerzas son responsables del comportamiento no ideal de los gases. Previamente para lo anterior se revisará el desarrollo de la estructura de Lewis lo cual permitirá dar paso al estudio de las teorías de enlace que ayudará a predecir la estructura y propiedades de especies químicas. Finalmente se contribuirá con el tratado de los diferentes tipos de fuerzas intermoleculares, a saber, entre moléculas y entre iones y moléculas, además de un tipo especial de interacción intermolecular denominado enlace de hidrógeno, el cual involucra al hidrogeno principalmente y elementos electronegativos.

Desarrollo:

1. Generalidades y Estructura de Lewis:

Se resumirá un poco de acerca de la formación del enlace iónico, covalente y metálico, así como el desarrollo de la estructura de Lewis y las teorías de enlace. El enlace atómico se define como la fuerza que mantiene unido a los átomos en estructura estable de menor energía. Los compuestos formados tienen propiedades especificas ya que las sustancias iónicas por lo general son duras y de altos puntos de ebullición y fusión. Los compuestos covalentes son líquidos o gases que no en su totalidad son solubles en el agua y en diferencia con los iónicos cuyas soluciones conducen electricidad; no conducen electricidad con excepción de las sustancias covalentes polares. Los compuestos metálicos, formados por iones positivos y electrones deslocalizados o móviles que forman el cristal metálico, son buenos conductores de calor y electricidad además de elevados puntos de ebullición y fusión. En el enlace iónico hay transferencia de electrones desde el metal hacia el no metal, la formación de iones se empaqueta en una red cristalina que ocupan posiciones fijas con fuerzas electrostáticas de atracción y repulsión.

1. Estructura de Lewis

Representaciones del enlace covalente en las que se escribe el símbolo de un elemento rodeado de un determinado número de puntos igual al de los electrones de su capa de valencia, coincidirá con el número de grupo o familia al que pertenece el elemento.  Son de gran utilidad para representar los enlaces de muchos compuestos y explicar las propiedades y reacciones de las moléculas, es por esto que es muy importante el estudio de las estructuras de Lewis de los compuestos para ello se debe seguir unos sencillos pasos.

1. Escribir la estructura del compuesto mediante símbolos químico para determinar que átomos están unidos entre sí. Por lo general los átomos que tiene una menor electronegatividad son los que ocupa las posiciones centrales en la estructura de Lewis.
2. Cuente el número total de electrones de valencia presentes. En los aniones poli atómicos, sume el número total de cargas negativas. En los cationes poli atómicos restamos el número de cargas positivas del total.
3. Dibuje un enlace covalente sencillo entre el átomo central y cada uno de los átomos que lo rodean. Complete los octetos de los átomos enlazados al átomo central. Los electrones pertenecientes al átomo central o a los átomos que lo rodean deben quedar representados como pares libres si no participan en el enlace.
4. Si el átomo central tiene menos de ocho electrones, de debe formar enlaces dobles o triples entre el átomo central y los átomos que lo rodean, utilizando los pares libres de los átomos que lo rodean para completar el octeto del átomo central.

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(Wikipedia, 2015)

1. Teorías de Enlace

1. Teoría de la Repulsión de los Pares de Electrones

en esta teoría se definen como pares electrónicos estereoactivos de la capa o nivel de valencia, a los que determinan la forma tridimensional de la molécula. Para encontrar el número de pares estereoactivos se debe desarrollar la estructura de Lewis del compuesto y considerar que cualquier conjunto de electrones que enlaza un átomo periférico con el átomo central es un par es decir que un enlace simple, un doble, un triple; se considera solo como un par estereoactivos, también cada par solitario que, en la capa de valencia, rodea al átomo central; se considera igualmente como un par estereoactivos.

Es necesario tener una diferencia entre la geometría electrónica o molecular lo que es muy necesario para el estudio de este tema. La geometría electrónica es la forma de distribución de los pares estereoactivos alrededor del átomo central, mientras que la geometría molecular se refiere a la distribución de los átomos que rodean al central y que determinan la forma de la molécula. Para predecir la verdadera geometría molecular de los compuestos, se deberá considerar que las magnitudes de la repulsión entre los pares estereoactivos es la siguiente: Un par solitario repele a otro par solitario más de lo que un par solitario repele a un par compartido, y esta repulsión de mayor que la de un par compartido sobre otro par compartido.

1. Teoría del Enlace de Valencia

La teoría de enlace de Valencia considera que un enlace covalente se forma cuando un orbital de un átomo con un electrón sin compartir se superpone o traslada con el orbital de otro átomo que también tiene un electrón sin compartir. Para que esto ocurra se debe formar orbitales híbridos.

 La hibridación es la mezcla de orbitales atómicos de un mismo átomo para producir nuevos orbitales híbridos con características y orientaciones espaciales propias. Si se puede considerar si combinan matemáticamente para dar funciones de onda para los orbitales híbrido equivalentes.

Al relacionar esta teoría con la anterior el número de pares electrónicos estereoactivos que rodean al átomo central, determinan el número de orbitales atómicos de valencia que pueden mezclarse; no necesariamente deben ser todos los orbitales que posee el átomo central. (Bucheli, Fundamentos de Química 2, 2012)

1. Teoría del Orbital Molecular

La teoría del orbital molecular trata las moléculas covalentes como si fueran átomos compuesto varios núcleos y plantea que se pueden combinar los orbitales atómicos de diferentes átomos, por esta razón se le conoce también como combinación lineal de orbitales atómicos.

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