Dos moléculas, casi del mismo tamaño. Agua y sulfuro de hidrógeno. El azufre está directamente debajo del oxígeno en la Tabla Periódica, así que esperarías que los dos…
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3.1
Electronegativity · Electronegatividad
Syllabus
English
define electronegativity as the power of an atom to attract electrons to itself
explain the factors influencing the electronegativities of the elements in terms of nuclear charge, atomic radius and shielding by inner shells and sub-shells
state and explain the trends in electronegativity across a period and down a group of the Periodic Table
use the differences in Pauling electronegativity values to predict the formation of ionic and covalent bonds (the presence of covalent character in some ionic compounds will not be assessed) (Pauling electronegativity values will be given where necessary)
Español
definir la electronegatividad como la capacidad de un átomo para atraer electrones hacia sí mismo
explicar los factores que influyen en las electronegatividades de los elementos en términos de carga nuclear, radio atómico y apantallamiento por capas internas y subcapas
exponer y explicar las tendencias de la electronegatividad a lo largo de un periodo y hacia abajo en un grupo de la Tabla Periódica
utilizar las diferencias en los valores de electronegatividad de Pauling para predecir la formación de enlaces iónicos y covalentes (no se evaluará la presencia de carácter covalente en algunos compuestos iónicos) (se proporcionarán los valores de electronegatividad de Pauling cuando sea necesario)
Source: Cambridge International syllabus · Fuente: Plan de estudios Cambridge International
English
Electronegativity 电负性 is the power of an atom to attract the electrons 电子 in a bond towards itself.
Three factors decide how electronegative an atom is:
nuclear charge 核电荷: more protons pull the bonding electrons more strongly.
atomic radius 原子半径: the closer the bond is to the nucleus, the stronger the pull.
shielding 屏蔽 by inner shells and sub-shells: more inner electrons weaken the pull on the bonding electrons.
So electronegativity rises across a period (more nuclear charge, smaller radius) and falls down a group (larger radius, more shielding). Fluorine is the most electronegative element.
You can use the difference in Pauling electronegativity 鲍林电负性 values to predict the bond type. A large difference gives an ionic bond; a small difference gives a covalent bond.
Español
La electronegatividad 电负性 es la capacidad de un átomo para atraer los electrones 电子 en un enlace hacia sí mismo.
Tres factores determinan qué tan electronegativo es un átomo:
carga nuclear 核电荷: más protones atraen con mayor fuerza a los electrones de enlace.
radio atómico 原子半径: cuanto más cerca esté el enlace del núcleo, más fuerte será la atracción.
apantallamiento 屏蔽 por capas y subcapas internas: más electrones internos debilitan la atracción sobre los electrones de enlace.
Por lo tanto, la electronegatividad aumenta a través de un período (mayor carga nuclear, menor radio) y disminuye hacia abajo en un grupo (mayor radio, mayor apantallamiento). El flúor es el elemento más electronegativo.
La electronegatividad aumenta a través de un período y disminuye hacia abajo en un grupo, por lo que el flúor es el elemento más electronegativo
Puede utilizar la diferencia en los valores de electronegatividad de Pauling 鲍林电负性 para predecir el tipo de enlace. Una gran diferencia da lugar a un enlace iónico; una pequeña diferencia da lugar a un enlace covalente.
define ionic bonding as the electrostatic attraction between oppositely charged ions (positively charged cations and negatively charged anions)
describe ionic bonding including the examples of sodium chloride, magnesium oxide and calcium fluoride
Español
definir el enlace iónico como la atracción electrostática entre iones de carga opuesta (cationes cargados positivamente y aniones cargados negativamente)
describir el enlace iónico, incluyendo los ejemplos del cloruro de sodio, óxido de magnesio y fluoruro de calcio
Source: Cambridge International syllabus · Fuente: Plan de estudios Cambridge International
English
Ionic bonding: electron transfer
Ionic bonding 离子键 is the electrostatic attraction 静电引力 between oppositely charged ions 离子 — positive cations 阳离子 and negative anions 阴离子.
It forms when a metal gives electrons to a non-metal. Good examples are sodium chloride ($\text{NaCl}$), magnesium oxide ($\text{MgO}$) and calcium fluoride ($\text{CaF}_2$). The ions pack into a regular giant lattice 晶格, held together by the attraction in every direction.
Español
Enlace iónico: transferencia de electrones
El enlace iónico 离子键 es la atracción electrostática 静电引力 entre iones 离子 cargados opuestamente — cationes 阳 positivos y aniones 阴 negativos.
Se forma cuando un metal cede electrones a un no metal. Buenos ejemplos son el cloruro de sodio ($\text{NaCl}$), el óxido de magnesio ($\text{MgO}$) y el fluoruro de calcio ($\text{CaF}_2$). Los iones se empaquetan en una red gigante regular (lattice 晶格), mantenidos juntos por la atracción en todas las direcciones.
Enlace iónico en NaCl: el sodio transfiere su único electrón externo al cloro, formando Na$^+$ y Cl$^-$ con el octeto completoUn cristal real de sal de roca (halita, NaCl); las formas cúbicas reflejan la red iónica gigante en su interior
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Formación de un enlace iónico (NaCl)
Paso a paso. Un metal transfiere su electrón externo a un no metal; los ones con cargas opuestas se atraen entonces en una red gigante.
define metallic bonding as the electrostatic attraction between positive metal ions and delocalised electrons
Español
Defina el enlace metálico como la atracción electrostática entre iones metálicos positivos y electrones deslocalizados.
Source: Cambridge International syllabus · Fuente: Plan de estudios Cambridge International
English
Metallic bonding 金属键 is the electrostatic attraction between positive metal ions and a "sea" of delocalised electrons 离域电子.
The outer electrons are free to move through the whole metal. This explains why metals conduct electricity and are strong.
Español
El enlace metálico 金属键 es la atracción electrostática entre iones metálicos positivos y un "mar" de electrones deslocalizados 离域电子.
Los electrones externos están libres de moverse a través de todo el metal. Esto explica por qué los metales conducen electricidad y son fuertes.
Enlace metálico: los iones metálicos positivos se asientan en un mar de electrones deslocalizados que están libres de moverse
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Dentro de un metal — y por qué se comporta así
Paso a paso. Los iones positivos están inmersos en un mar compartido de electrones deslocalizados. Una sola imagen explica la conductividad, la maleabilidad y la resistencia.
Covalent and coordinate bonding · Enlaces covalentes y coordinados
Syllabus
English
define covalent bonding as electrostatic attraction between the nuclei of two atoms and a shared pair of electrons (a) describe covalent bonding in molecules including: • hydrogen, $\text{H}_2$ • oxygen, $\text{O}_2$ • nitrogen, $\text{N}_2$ • chlorine, $\text{Cl}_2$ • hydrogen chloride, $\text{HCl}$ • carbon dioxide, $\text{CO}_2$ • ammonia, $\text{NH}_3$ • methane, $\text{CH}_4$ • ethane, $\text{C}_2\text{H}_6$ • ethene, $\text{C}_2\text{H}_4$ (b) understand that elements in period 3 can expand their octet including in the compounds sulfur dioxide, $\text{SO}_2$, phosphorus pentachloride, $\text{PCl}_5$, and sulfur hexafluoride, $\text{SF}_6$ (c) describe coordinate (dative covalent) bonding, including in the reaction between ammonia and hydrogen chloride gases to form the ammonium ion, $\text{NH}_4^+$, and in the $\text{Al}_2\text{Cl}_6$ molecule
(a) describe covalent bonds in terms of orbital overlap giving $\sigma$ and $\pi$ bonds: • $\sigma$ bonds are formed by direct overlap of orbitals between the bonding atoms • $\pi$ bonds are formed by the sideways overlap of adjacent p orbitals above and below the $\sigma$ bond (b) describe how the $\sigma$ and $\pi$ bonds form in molecules including $\text{H}_2$, $\text{C}_2\text{H}_6$, $\text{C}_2\text{H}_4$, $\text{HCN}$ and $\text{N}_2$ (c) use the concept of hybridisation to describe $\text{sp}$, $\text{sp}^2$ and $\text{sp}^3$ orbitals
(a) define the terms: • bond energy as the energy required to break one mole of a particular covalent bond in the gaseous state • bond length as the internuclear distance of two covalently bonded atoms (b) use bond energy values and the concept of bond length to compare the reactivity of covalent molecules
Español
definir enlace covalente como la atracción electrostática entre los núcleos de dos átomos y un par de electrones compartido (a) describir el enlace covalente en moléculas incluyendo: • hidrógeno, $\text{H}_2$ • oxígeno, $\text{O}_2$ • nitrógeno, $\text{N}_2$ • cloro, $\text{Cl}_2$ • cloruro de hidrógeno, $\text{HCl}$ • dióxido de carbono, $\text{CO}_2$ • amoníaco, $\text{NH}_3$ • metano, $\text{CH}_4$ • etano, $\text{C}_2\text{H}_6$ • eteno, $\text{C}_2\text{H}_4$ (b) comprender que los elementos del periodo 3 pueden expandir su octeto, incluyendo en los compuestos dióxido de azufre, $\text{SO}_2$, pentacloruro de fósforo, $\text{PCl}_5$, y hexafluoruro de azufre, $\text{SF}_6$ (c) describir el enlace coordinado (covalente dativo), incluido en la reacción entre gases de amoníaco y cloruro de hidrógeno para formar el ion amonio, $\text{NH}_4^+$, y en la molécula $\text{Al}_2\text{Cl}_6$
(a) describir los enlaces covalentes en términos de superposición orbital dando lugar a enlaces $\sigma$ y $\pi$: • los enlaces $\sigma$ se forman por la superposición directa de orbitales entre los átomos enlazantes • los enlaces $\pi$ se forman por la superposición lateral de orbitales p adyacentes por encima y por debajo del enlace $\sigma$ (b) describir cómo se forman los enlaces $\sigma$ y $\pi$ en moléculas incluyendo $\text{H}_2$, $\text{C}_2\text{H}_6$, $\text{C}_2\text{H}_4$, $\text{HCN}$ y $\text{N}_2$ (c) utilizar el concepto de hibridación para describir orbitales $\text{sp}$, $\text{sp}^2$ y $\text{sp}^3$
(a) definir los términos: • energía de enlace como la energía requerida para romper un mol de un enlace covalente particular en estado gaseoso • longitud de enlace como la distancia internuclear de dos átomos unidos covalentemente (b) utilizar valores de energía de enlace y el concepto de longitud de enlace para comparar la reactividad de moléculas covalentes
Source: Cambridge International syllabus · Fuente: Plan de estudios Cambridge International
English
Covalent bonding: a shared pair
Covalent bonding 共价键 is the electrostatic attraction between the nuclei of two atoms and a shared pair of electrons.
Simple molecules with covalent bonds include $\text{H}_2$, $\text{O}_2$, $\text{N}_2$, $\text{Cl}_2$, $\text{HCl}$, $\text{CO}_2$, $\text{NH}_3$, $\text{CH}_4$, $\text{C}_2\text{H}_6$ and $\text{C}_2\text{H}_4$. A double bond shares two pairs; a triple bond (as in $\text{N}_2$) shares three pairs.
Atoms in Period 3 and below can expand the octet 扩展八隅体 — hold more than eight electrons in their outer shell. Examples are $\text{SO}_2$, $\text{PCl}_5$ and $\text{SF}_6$.
A coordinate bond 配位键 (also called a dative covalent bond) is a covalent bond where both shared electrons come from the same atom. For example, when ammonia and hydrogen chloride gases meet, the lone pair on the nitrogen forms a coordinate bond to $\text{H}^+$, making the ammonium ion $\text{NH}_4^+$. Coordinate bonds also join the two halves of the $\text{Al}_2\text{Cl}_6$ molecule.
Sigma and pi bonds
Covalent bonds form when orbitals 轨道 overlap:
a sigma bond σ键 forms by the direct, head-on overlap 重叠 of orbitals between the two atoms.
a pi bond π键 forms by the sideways overlap of two p orbitals, above and below the sigma bond.
A single bond is one sigma bond. A double bond (as in $\text{C}_2\text{H}_4$) is one sigma plus one pi bond. A triple bond (as in $\text{N}_2$ and $\text{HCN}$) is one sigma plus two pi bonds.
Hybridisation
Hybridisation 杂化 mixes orbitals in the same shell to make new, equal orbitals for bonding:
$\text{sp}$: two equal orbitals, used in a linear molecule.
$\text{sp}^2$: three equal orbitals, used in a flat molecule like $\text{C}_2\text{H}_4$.
$\text{sp}^3$: four equal orbitals, used in $\text{CH}_4$.
Bond energy and bond length
bond energy 键能 is the energy needed to break one mole of a particular covalent bond in the gas state.
bond length 键长 is the distance between the centres of the two bonded atoms.
A shorter bond is usually stronger (higher bond energy). Triple bonds are shorter and stronger than double bonds, which are shorter and stronger than single bonds. Stronger bonds make a molecule harder to react.
Español
Enlace covalente: un par compartido
El enlace covalente 共价键 es la atracción electrostática entre los núcleos de dos átomos y un par de electrones compartido.
Las moléculas simples con enlaces covalentes incluyen $\text{H}_2$, $\text{O}_2$, $\text{N}_2$, $\text{Cl}_2$, $\text{HCl}$, $\text{CO}_2$, $\text{NH}_3$, $\text{CH}_4$, $\text{C}_2\text{H}_6$ y $\text{C}_2\text{H}_4$. Un doble enlace comparte dos pares; un triple enlace (como en $\text{N}_2$) comparte tres pares.
Los átomos del Período 3 y hacia abajo pueden expandir el octeto 扩展八隅体 — mantener más de ocho electrones en su capa externa. Ejemplos son $\text{SO}_2$, $\text{PCl}_5$ y $\text{SF}_6$.
Un enlace coordinado 配位键 (también llamado enlace covalente dativo) es un enlace covalente donde ambos electrones compartidos provienen del mismo átomo. Por ejemplo, cuando los gases amoníaco y cloruro de hidrógeno se encuentran, el par libre del nitrógeno forma un enlace coordinado con $\text{H}^+$, dando lugar al ion amonio $\text{NH}_4^+$. Los enlaces coordinados también unen las dos mitades de la molécula $\text{Al}_2\text{Cl}_6$.
Un enlace coordinado (dativo): el par libre del nitrógeno forma el cuarto enlace N–H, ambos electrones proveniendo del N
Enlaces sigma y pi
Los enlaces covalentes se forman cuando se superponen los orbitales 轨道:
un enlace sigma σ键 se forma mediante la superposición directa, frontal, de orbitales entre los dos átomos.
un enlace pi π键 se forma mediante la superposición lateral de dos orbitales p, arriba y debajo del enlace sigma.
Un enlace simple es un enlace sigma. Un doble enlace (como en $\text{C}_2\text{H}_4$) es un enlace sigma más un enlace pi. Un triple enlace (como en $\text{N}_2$ y $\text{HCN}$) es un enlace sigma más dos enlaces pi.
Un enlace $\sigma$ se forma por superposición frontal directa; un enlace $\pi$ se forma por la superposición lateral de dos orbitales p, arriba y debajo
Híbridación
La hibridación 杂化 mezcla orbitales en la misma capa para formar nuevos orbitales iguales para el enlace:
$\text{sp}$: dos orbitales iguales, usados en una molécula lineal.
$\text{sp}^2$: tres orbitales iguales, usados en una molécula plana como $\text{C}_2\text{H}_4$.
$\text{sp}^3$: cuatro orbitales iguales, usados en $\text{CH}_4$.
Energía y longitud de enlace
La energía de enlace 键能 es la energía necesaria para romper un mol de un enlace covalente específico en estado gaseoso.
La longitud de enlace 键长 es la distancia entre los centros de los dos átomos unidos.
Un enlace más corto suele ser más fuerte (mayor energía de enlace). Los triples enlaces son más cortos y fuertes que los dobles enlaces, que son más cortos y fuertes que los enlaces simples. Los enlaces más fuertes hacen que sea más difícil que la molécula reaccione.
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Compartir un par de electrones
Paso a paso de un enlace covalente: dos átomos se superponen y comparten un par para que cada uno alcance una capa completa; cuando los dos tiran con igual fuerza, el enlace es no polar.
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Enlace covalente (compartido)
Dos átomos no metálicos se superponen y comparten un par de electrones —contados para ambos—, logrando cada uno una capa externa completa. El O₂ comparte dos pares (un doble enlace).
London dispersion forces/ˈlʌndn dɪˈspɜːʃn ˈfɔːsɪz/
伦敦色散力
lún dūn sè sàn lì
instantaneous dipole/ˌɪnstənˈteɪnɪəs ˈdaɪpəʊl/
瞬时偶极
shùn shí ǒu jí
induced dipole/ɪnˈdjuːst ˈdaɪpəʊl/
诱导偶极
yòu dǎo ǒu jí
permanent dipole/ˈpɜːmənənt ˈdaɪpəʊl/
永久偶极
yǒng jiǔ ǒu jí
3.5
Shapes of molecules · Formas de las moléculas
Syllabus
English
state and explain the shapes of, and bond angles in, molecules by using VSEPR theory, including as simple examples: • $\text{BF}_3$ (trigonal planar, 120°) • $\text{CO}_2$ (linear, 180°) • $\text{CH}_4$ (tetrahedral, 109.5°) • $\text{NH}_3$ (pyramidal, 107°) • $\text{H}_2\text{O}$ (non-linear, 104.5°) • $\text{SF}_6$ (octahedral, 90°) • $\text{PF}_5$ (trigonal bipyramidal, 120° and 90°)
predict the shapes of, and bond angles in, molecules and ions analogous to those specified in 3.5.1
Español
describir y explicar las formas de, y los ángulos de enlace en, moléculas mediante la teoría VSEPR, incluyendo como ejemplos simples: • $\text{BF}_3$ (trigonal plana, 120°) • $\text{CO}_2$ (lineal, 180°) • $\text{CH}_4$ (tetraédrica, 109,5°) • $\text{NH}_3$ (piramidal, 107°) • $\text{H}_2\text{O}$ (no lineal, 104,5°) • $\text{SF}_6$ (octaédrica, 90°) • $\text{PF}_5$ (bipiramidal trigonal, 120° y 90°)
predecir las formas de, y los ángulos de enlace en, moléculas e iones análogos a los especificados en 3.5.1
Source: Cambridge International syllabus · Fuente: Plan de estudios Cambridge International
English
To work out a shape, use VSEPR theory 价层电子对互斥理论: the pairs of electrons around the central atom push apart as far as possible, because like charges repel.
A lone pair 孤对电子 (not in a bond) pushes more strongly than a bonding pair 成键电子对. Each lone pair squeezes the bond angle 键角 by about $2.5°$.
Molecule
Shape
Bond angle
$\text{CO}_2$
linear 直线形
$180°$
$\text{BF}_3$
trigonal planar 平面三角形
$120°$
$\text{CH}_4$
tetrahedral 四面体形
$109.5°$
$\text{NH}_3$
pyramidal 三角锥形
$107°$
$\text{H}_2\text{O}$
bent 角形
$104.5°$
$\text{PF}_5$
trigonal bipyramidal 三角双锥形
$120°$ and $90°$
$\text{SF}_6$
octahedral 八面体形
$90°$
$\text{NH}_3$ has one lone pair and $\text{H}_2\text{O}$ has two, which is why their angles drop below the $109.5°$ of $\text{CH}_4$. You can predict the shapes of similar molecules and ions in the same way.
Worked example. Predict the shape and bond angle of $\text{NH}_3$ and of $\text{H}_2\text{O}$. Nitrogen has 5 outer electrons and forms 3 bonds, leaving 3 bonding pairs and 1 lone pair - four pairs in total, so they start from the tetrahedral $109.5°$. The lone pair repels more strongly and squeezes the angle by about $2.5°$, giving a pyramidal shape at about $107°$. Oxygen forms 2 bonds and keeps 2 lone pairs: still four pairs, but now two squeezes, so the shape is bent at about $104.5°$. Count all the pairs to fix the basic geometry, subtract $2.5°$ for each lone pair, and name the shape from the atoms - $\text{NH}_3$ has four pairs but is pyramidal, not tetrahedral.
Español
Un modelo molecular muestra la forma tridimensional de una molécula covalente.
Para determinar una forma, utilice la teoría VSEPR 价层电子对互斥理论: los pares de electrones alrededor del átomo central se empujan lo más lejos posible, debido a que las cargas similares se repelen.
Un par solitario 孤对电子 (no enlazado) ejerce una repulsión más fuerte que un par de enlace 成键电子对. Cada par solitario comprime el ángulo de enlace 键角 aproximadamente $2.5°$.
Molécula
Forma
Ángulo de enlace
$\text{CO}_2$
lineal 直线形
$180°$
$\text{BF}_3$
trigonal plana 平面三角形
$120°$
$\text{CH}_4$
tetraédrica 四面体形
$109.5°$
$\text{NH}_3$
piramidal 三角锥形
$107°$
$\text{H}_2\text{O}$
angular 角形
$104.5°$
$\text{PF}_5$
bipiramidal trigonal 三角双锥形
$120°$ y $90°$
$\text{SF}_6$
octaédrica 八面体形
$90°$
$\text{NH}_3$ tiene un par solitario y $\text{H}_2\text{O}$ tiene dos, por lo que sus ángulos disminuyen por debajo del $109.5°$ de $\text{CH}_4$. Puedes predecir las formas de moléculas e iones similares de la misma manera.
Las siete formas de la teoría VSEPR; los pares solitarios de NH$_3$ y H$_2$O repelen con más fuerza y reducen el ángulo de enlace por debajo de $109.5°$
Ejercicio resuelto. Predice la forma y el ángulo de enlace de $\text{NH}_3$ y de $\text{H}_2\text{O}$. El nitrógeno tiene 5 electrones externos y forma 3 enlaces, dejando 3 pares de enlace y 1 par solitario: cuatro pares en total, por lo que parten de la geometría tetraédrica $109.5°$. El par solitario repele con mayor fuerza y comprime el ángulo en unos $2.5°$, dando una forma piramidal de aproximadamente $107°$. El oxígeno forma 2 enlaces y conserva 2 pares solitarios: siguen siendo cuatro pares, pero ahora hay dos compresiones, así que la forma es angular a unos $104.5°$. Cuenta todos los pares para fijar la geometría básica, resta $2.5°$ por cada par solitario, y nombra la forma según los átomos: $\text{NH}_3$ tiene cuatro pares pero es piramidal, no tetraédrica.
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Forma a partir de enlaces y pares libres
Cuenta los pares de enlace y los pares libres alrededor del átomo central; se repelen para adoptar la forma con menor tensión. Tres enlaces y un par libre dan una pirámide, como en el amoníaco (NH3).
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Prediciendo la forma molecular
Establece los pares de enlace y solitarios. Los pares de electrones se repelen y se separan lo máximo posible — eso fija la forma y el ángulo de enlace.
(a) describe hydrogen bonding, limited to molecules containing N–H and O–H groups, including ammonia and water as simple examples (b) use the concept of hydrogen bonding to explain the anomalous properties of $\text{H}_2\text{O}$ (ice and water): • its relatively high melting and boiling points • its relatively high surface tension • the density of the solid ice compared with the liquid water
use the concept of electronegativity to explain bond polarity and dipole moments of molecules
(a) describe van der Waals’ forces as the intermolecular forces between molecular entities other than those due to bond formation, and use the term van der Waals’ forces as a generic term to describe all intermolecular forces (b) describe the types of van der Waals’ forces: • instantaneous dipole–induced dipole (id-id) forces, also called London dispersion forces • permanent dipole–permanent dipole (pd-pd) forces, including hydrogen bonding (c) describe hydrogen bonding and understand that hydrogen bonding is a special case of permanent dipole–permanent dipole forces between molecules where hydrogen is bonded to a highly electronegative atom
state that, in general, ionic, covalent and metallic bonding are stronger than intermolecular forces
Español
(a) describa el enlace de hidrógeno, limitándose a moléculas que contienen grupos N–H y O–H, incluyendo al amoníaco y al agua como ejemplos simples (b) utilice el concepto de enlace de hidrógeno para explicar las propiedades anómalas del $\text{H}_2\text{O}$ (hielo y agua): • sus puntos de fusión y ebullición relativamente altos • su tensión superficial relativamente alta • la densidad del hielo sólido en comparación con el agua líquida
utilice el concepto de electronegatividad para explicar la polaridad del enlace y los momentos dipolares de las moléculas
(a) describa las fuerzas de van der Waals como las fuerzas intermoleculares entre entidades moleculares distintas a aquellas debidas a la formación de enlaces, y utilice el término fuerzas de van der Waals como un término genérico para describir todas las fuerzas intermoleculares (b) describa los tipos de fuerzas de van der Waals: • fuerzas de dipolo instantáneo-dipolo inducido (id-id), también llamadas fuerzas de dispersión de London • fuerzas de dipolo permanente-dipolo permanente (pd-pd), que incluyen el enlace de hidrógeno (c) describa el enlace de hidrógeno y comprenda que este constituye un caso especial de fuerzas de dipolo permanente-dipolo permanente entre moléculas en las que el hidrógeno está unido a un átomo altamente electronegativo
indique que, en general, los enlaces iónicos, covalentes y metálicos son más fuertes que las fuerzas intermoleculares
Source: Cambridge International syllabus · Fuente: Plan de estudios Cambridge International
English
Intermolecular forces 分子间作用力 are the forces betweenmolecules 分子. They are much weaker than the ionic, covalent and metallic bonding inside substances.
Bond polarity and dipoles
When two atoms with different electronegativity share a bond, the electrons sit closer to the more electronegative atom. The bond then has a polarity 极性: one end is slightly negative ($\delta-$) and the other slightly positive ($\delta+$). This separation of charge is a dipole 偶极.
If the dipoles in a molecule do not cancel, the whole molecule has a dipole moment 偶极矩 and is polar. If they cancel by symmetry (as in $\text{CO}_2$), the molecule is non-polar.
Van der Waals' forces
Van der Waals' forces 范德华力 is the general name for all intermolecular forces. There are two main types.
The first type is the instantaneous dipole–induced dipole force, also called the London dispersion force 伦敦色散力. Moving electrons make a brief instantaneous dipole 瞬时偶极, which then creates a matching induced dipole 诱导偶极 in a nearby molecule. These forces act between all molecules and get stronger when there are more electrons.
The second type is the permanent dipole–permanent dipole force. It acts between molecules that are always polar, because each one has a permanent dipole 永久偶极.
Hydrogen bonding
Hydrogen bonding 氢键 is a strong, special case of permanent dipole forces. It forms when hydrogen is bonded to a very electronegative atom — nitrogen, oxygen or fluorine — and is attracted to a lone pair on an N, O or F atom in a neighbour. Look for N–H and O–H groups, as in ammonia and water.
Hydrogen bonding explains the strange behaviour of water:
its high melting and boiling point 沸点, because many hydrogen bonds must be broken.
its high surface tension 表面张力.
ice is less dense than liquid water, because hydrogen bonds hold the molecules in an open, spread-out structure, so ice floats.
Español
Las fuerzas intermoleculares 分子间作用力 son las fuerzas entremoléculas 分子. Son mucho más débiles que el enlace iónico, covalente y metálico dentro de las sustancias.
Polaridad del enlace y dipolos
Cuando dos átomos con diferente electronegatividad comparten un enlace, los electrones se sitúan más cerca del átomo más electronegativo. El enlace adquiere entonces una polaridad 极性: un extremo es ligeramente negativo ($\delta-$) y el otro ligeramente positivo ($\delta+$). Esta separación de cargas constituye un dipolo 偶极.
Si los dipolos de una molécula no se cancelan, la molécula entera posee un momento dipolar 偶极矩 y es polar. Si se cancelan por simetría (como en $\text{CO}_2$), la molécula es no polar.
Fuerzas de Van der Waals
Las fuerzas de Van der Waals 范德华力 es el nombre general para todas las fuerzas intermoleculares. Hay dos tipos principales.
El primer tipo es la fuerza de dipolo instantáneo-dipolo inducido, también llamada fuerza de dispersión de London 伦敦色散力. Los electrones en movimiento generan un breve dipolo instantáneo 瞬时偶极, que a su vez crea un dipolo inducido 诱导偶极 coincidente en una molécula cercana. Estas fuerzas actúan entre todas las moléculas y se intensifican cuando hay más electrones.
Una fuerza de London: un dipolo momentáneo en una molécula induce un dipolo en su vecina, por lo que se atraen — esto actúa entre todas las moléculas
El segundo tipo es la fuerza de dipolo permanente-dipolo permanente. Actúa entre moléculas que siempre son polares, porque cada una posee un dipolo permanente 永久偶极.
Enlace de hidrógeno
El enlace de hidrógeno 氢键 es un caso especial y fuerte de las fuerzas de dipolo permanente. Se forma cuando el hidrógeno está unido a un átomo muy electronegativo — nitrógeno, oxígeno o flúor — y es atraído hacia un par solitario en un átomo de N, O o F de una molécula vecina. Busca grupos N–H y O–H, como en el amoníaco y el agua.
Enlace de hidrógeno en el agua: un hidrógeno $\delta+$ es atraído hacia un par solitario en el oxígeno $\delta-$ de una molécula vecina
El enlace de hidrógeno explica el comportamiento peculiar del agua:
su alto punto de fusión y punto de ebullición 沸点, porque deben romperse muchos enlaces de hidrógeno.
su alta tensión superficial 表面张力.
el hielo es menos denso que el agua líquida, porque los enlaces de hidrógeno mantienen a las moléculas en una estructura abierta y extendida, por lo que el hielo flota.
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Laboratorio de polaridad y fuerzas intermoleculares
Clasificar moléculas según la característica que controla las atracciones.
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Por qué los enlaces de hidrógeno hacen que el agua sea especial
Paso a paso. Una fuerza débil pero fuerte —el enlace de hidrógeno— explica el alto punto de ebullición del agua, por qué el hielo flota y por qué disuelve tanta sustancia.
Dot-and-cross diagrams · Diagramas de puntos y cruces
Syllabus
English
use dot-and-cross diagrams to illustrate ionic, covalent and coordinate bonding including the representation of any compounds stated in 3.4 and 3.5 (dot-and-cross diagrams may include species with atoms which have an expanded octet or species with an odd number of electrons)
Español
utilizar diagramas de puntos y cruces para ilustrar el enlace iónico, covalente y coordinado, incluyendo la representación de cualquier compuesto mencionado en los apartados 3.4 y 3.5 (los diagramas de puntos y cruces pueden incluir especies con átomos que tengan un octeto expandido o especies con un número impar de electrones).
Source: Cambridge International syllabus · Fuente: Plan de estudios Cambridge International
English
A dot-and-cross diagram 点叉图 shows the outer electrons of each atom, using dots for one atom and crosses for the other. This makes it clear where each bonding electron came from. You can draw them for ionic, covalent and coordinate bonding, including molecules with an expanded octet or an odd number of electrons.
Español
Un diagrama de puntos y cruces 点叉图 muestra los electrones externos de cada átomo, usando puntos para un átomo y cruces para el otro. Esto aclara de dónde proviene cada electrón de enlace. Puedes dibujarlos para enlaces iónicos, covalentes y coordinados, incluyendo moléculas con octeto expandido o número impar de electrones.
Puntos y cruces covalentes: cada par compartido es un electrón de cada átomo. El agua tiene dos pares de enlace y dos pares solitarios; el nitrógeno comparte tres pares (un enlace triple)
3.7
Exam tips · Consejos para el examen
English
For shapes, count bonding pairs and lone pairs, name the shape, then give the exact bond angle (e.g. $\text{NH}_3$: pyramidal, $107^\circ$) — each lone pair lowers the angle by about $2.5^\circ$.
A dative (coordinate) bond has both electrons from one atom (e.g. $\text{NH}_4^+$, $\text{H}_3\text{O}^+$); draw the arrow from the lone pair.
Name the intermolecular force precisely: hydrogen bonding needs H bonded to N, O or F; otherwise it is permanent-dipole or induced-dipole (van der Waals). Never call van der Waals forces "bonds".
Explain a physical property by stating which forces are broken, not just "strong bonds".
Español
Para formas, cuenta los pares de enlace y los pares libres, nombra la forma y proporciona el ángulo de enlace exacto (ej. $\text{NH}_3$: piramidal, $107^\circ$) — cada par libre reduce el ángulo en aproximadamente $2.5^\circ$.
Un enlace dativo (coordinado) tiene ambos electrones de un solo átomo (ej. $\text{NH}_4^+$, $\text{H}_3\text{O}^+$); dibuja la flecha desde el par libre.
Nombra la fuerza intermolecular con precisión: el enlace de hidrógeno requiere H unido a N, O o F; de lo contrario, es dipolo-permanente o dipolo-inducido (van der Waals). Nunca llames fuerzas de van der Waals "enlaces".
Explica una propiedad física indicando qué fuerzas se rompen, no simplemente "enlaces fuertes".
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