Extructura Molecular

ESTRUCTURA MOLECULAR
1. Introducción

2.1 Diferenciación entre fuerzas intermoleculares e intramoleculares.

2. Estructuras de Lewis

3.2 Moléculas con enlaces dobles y triples

3. Repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia.

4. Fuerzas intermoleculares.
4.1. Fuerzas de polaridad dipolo-dipolo
4.2. Fuerzas electrostáticas
4.3 Tipos deinteracciones no covalentes
4.4 Radio de Van Der Waals
4.5 Interacciones iónicas
4.6 Momento Dipolar
4.7 Interacciones entre dipolos
4.8 Fuerzas de Dispersión
4.9 Interacciones ión-dipolo inducido
4.10 Fuerzas ión-dipolo
4.11 Interacciones Hidrofóbicas
4.12 Fuerzas dipolo-dipolo inducido
4.13 Fuerzas dipolo instantáneo-dipolo inducido
5. Fuente de consulta.

1. FUERZAS INTERMOLECULARESDentro de una molécula, los átomos están unidos mediante fuerzas intramoleculares (enlaces iónicos, metálicos o covalentes, principalmente). Estas son las fuerzas que se deben vencer para que se produzca un cambio químico. Son estas fuerzas, por tanto, las que determinan las propiedades químicasde las sustancias. Sin embargo existen otras fuerzas intermoleculares que actúan sobre distintas moléculas o iones y que hacen que éstos se atraigan o se repelan. Estas fuerzas son las que determinan las propiedades físicas de las sustancias como, por ejemplo, el estado de agregación, el punto de fusión y deebullición, la solubilidad, la tensión superficial, la densidad, etc. Por lo general son fuerzas débiles pero, al ser muy numerosas, su contribución es importante. La figura inferior resume los diversos tipos de fuerzas intermoleculares. Pincha en los recuadros para saber más sobre ellas. | | | ||
1.1 DIFERENCIACION ENTRE FUERZAS INTERMOLECULARES Y FUERZAS INTRAMOLECULARES
Las fuerzas moleculares actúan dentro de una molécula en particular mientras las intermoleculares actúan sobre un grupo de moléculas para mantenerlas cohesionadas por lo
tanto son fuerzas distintas.

2. ESTRUCTURAS DE LEWIS

Los gases nobles se encuentran formados por átomos aislados porque no requierencompartir electrones entre dos o más átomos, ya que tienen en su capa de valencia ocho electrones, lo que les da su gran estabilidad e inercia.
Los otros elementos gaseosos en cambio, se encuentran siempre formando moléculas diatómicas. Veamos por qué.
Cada átomo de flúor tiene siete electrones en su capa de valencia, le falta sólo uno para lograr completar los ocho, que según la Regla del Octeto, ledan estabilidad.
Si cada átomo de flúor comparte su electrón impar con otro átomo de flúor, ambos tendrán ocho electrones a su alrededor y se habrá formado un enlace covalente con esos dos electrones que se comparten entre ambos átomos.


Esta idea de la formación de un enlace mediante la compartición de un par de electrones fue propuesta por Lewis, y sigue siendo un conceptofundamental en la comprensión del enlace químico.

Podemos aplicar el modelo de Lewis para explicar la formación de la molécula de Oxígeno

Para que cada uno de los dos átomos de oxígeno complete un octeto de electrones, es necesario que compartan entre ellos DOS pares electrónicos. A esta situación se le conoce como DOBLE ENLACE.

De manera análoga, la formación de la molécula diatómica denitrógeno mediante el modelo de Lewis, lleva a plantear un TRIPLE ENLACE entre los átomos de N, para que ambos completen el octeto.

El hidrógeno elemental también está constituido por moléculas diatómicas, pero debido a que están formadas por átomos con un solo electrón, es imposible que cumpla con la regla del octeto, el hidrógeno sólo tiende a tener DOS electrones alrededor.

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