Enlace Químico

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Enlace Químico

Enlaces y Moléculas

1Cuando los átomos entran en interacción mutua, de modo que se completan sus niveles energéticos exteriores, se forman partículas nuevas más grandes.

2Estas partículas constituidas por dos o más átomos se conocen como moléculas y las fuerzas que las mantienen unidas se conocen como enlaces.

Tipos de EnlaceHay dos tipos principales de enlaces: iónico

y covalente.Los enlaces iónicos se forman por la

atracción mutua de partículas de carga eléctrica opuesta; esas partículas, formadas cuando un electrón salta de un átomo a otro, se conocen como iones

Para muchos átomos, la manera más simple de completar el nivel energético exterior consiste en ganar o bien perder uno o dos electrones.

Formación de un Cristal

Covalente

comparte e-

Covalente polar

transferencia parcial de e-

Iónico

transferencia e-

Aumento en la diferencia de electronegatividad

0 ─── ≤ 0.4 ─── < 1.7 ── > Iónico Cov. No-polar Cov. polar

Clasificación de enlaces

Enlace Iónico

EnlaceIónico

Un enlace iónico es la fuerza de la atracción electrostática entre iones de carga opuesta.

Ioneslibres

Estos enlaces pueden ser bastante fuertes pero muchas sustancias iónicas se separan fácilmente en agua, produciendo iones libres.

El sodio le transfiere un electrón al cloro por lo que éste queda con carga negativa.

IonesLos metales pierden sus electrones de

valencia para formar cationes:Esta perdida de electrones se llama

oxidación.

Na . Na+ + e- sodioMg: Mg2+ + 2 e- magnesio

: Al . Al 3+ + 3 e- aluminio

8Química

Formación de AnionesLos no metales ganan electrones y adquieren

la configuración de gas noble:Este proceso se llama reducción.: Cl . + e- : Cl : -

: O : + 2e- : O : 2- oxido

:N . + 3e- : N : 3- nitruro

Química

Ejemplo de enlace iónico

10Química

Importancia de los ionesMuchos iones constituyen un porcentaje ínfimo del peso

vivo, pero desempeñan papeles centrales. El ion potasio (K+) es el principal ion con carga positiva en

la mayoría de los organismos, y en su presencia puede ocurrir la mayoría de los procesos biológicos esenciales.

Química 11

Cl– (anión)K+ (catión)

Impulso NerviosoLos iones calcio (Ca2+), potasio (K+) y sodio

(Na+) están implicados todos en la producción y propagación del impulso nervioso.

Química 12

Impulso nervioso

En el interior de la neurona existen proteínas e iones con carga negativa.

Esta diferencia de concentración de iones produce también una diferencia de potencial (unos -70 milivoltios) entre el exterior de la membrana y el interior celular.

Química 13

Bomba de sodio/potasioEsta variación entre el exterior y el interior

se alcanza por el funcionamiento de la bomba de sodio/potasio (Na+/K+)

Química 14

Gasto de ATP

La bomba de Na+/K+ gasta ATP. Expulsa tres iones de sodio que se encontraban en el interior de la neurona e introduce dos iones de potasio que se encontraban en el exterior. Los iones sodio no pueden volver a entrar en la neurona, debido a que la membrana es impermeable al sodio.

Química 15

Función del calcioAdemás, el Ca2+ es necesario para la

contracción de los músculos y para el mantenimiento de un latido cardíaco normal.

Química 16

Molécula de clorofilaEl ion magnesio (Mg+2)

forma parte de la molécula de clorofila, la cual atrapa la energía radiante del Sol en algunas algas y en las plantas verdes.

Química 17

Enlace CovalenteLos enlaces covalentes están

formados por pares de electrones compartidos.

Un átomo puede completar su nivel de energía exterior compartiendo electrones con otro átomo.

En los enlaces covalentes, el par de electrones compartidos forma un orbital nuevo (llamado orbital molecular) que envuelve a los núcleos de ambos átomos.

Química 18

En un enlace de este tipo, cada electrón pasa parte de su tiempo alrededor de un núcleo y el

resto alrededor del otro.

Así, al compartir los electrones, ambos completan su nivel de energía exterior y

neutralizan la carga nuclear.

Química 19

Regla del octeto

Esta regla es muy útil en casos que involucran átomos como C, N, O, y

Química 20

F:F: :....

Al formar compuestos, los átomos ganan, pierden, o comparten electrones para

producir una configuración electrónica estable caracterizada por 8 electrones de

valencia.

ejemplo

Química 21

C.. ..

F:.....

Al combinar un carbono (4 electrones de valencia) y cuatro átomos de fluor (7 electrones de valencia)

la estructura de Lewis para CF4 queda así:

: F:....C

: F:....

: F:....: F:

Se cumple la regla del octeto para el carbono y fluor.

ejemplo

Química 22

Es una práctica común representar un enlace covalente por una linea. Así, se puede escribir:

: F:....C

: F:....

: F:....: F:

......: :

Ejemplos inorgánicos

Química 23

C: : :O..

: : C :O..

: : :N:C:H :NCH

Dióxido de carbono

Cianuro de hidrógeno

Ejemplos orgánicos

Química 24

Etileno

Acetileno: : :C:C:H H CCH H

C: :C..

H : :..

Electronegatividad

Un elemento electronegativo atrae electrones.

Un elemento electropositivo libera electrones.

Química 25

La electronegatividad es una medida de la habilidad de un elemento de

atraer electrones cuando esta enlazado a otro elemento.

Escala de electronegatividad

Li Be B C N O F

Química 26

La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en la tabla periódica.

La electronegatividad disminuye al bajar en un

grupo.

GeneralizaciónEntre más grande sea la diferencia de

Electronegatividad entre dos átomos enlazados;más polar es el enlace.

Química 27

Enlaces no-polares conectan dos átomos de la misma electronegatividad

H—H :N N:F:....F:

GeneralizaciónEntre más grande la diferencia en electronegatividad

entre dos átomos; más polar es el enlace.

Química 28

Los enlaces polares conectan átomos

de diferente electronegatividad

:O Cd+d-F:

..Hd+ d-

O....H

d+ d-Hd+ O:.. ..d-

Porcentaje de carácter iónicoNaCl

Química 29

-+ : :

····

Determinación del % de Carácter iónico

Electronegatividad Cl 3.0

Electronegatividad Na 0.9

Diferencia 2.1

% de carácter iónico

Según la tabla periódica 67%

Determinación del % de Carácter iónico

Electronegatividad F 4.0

Electronegatividad Mg 1.2

Diferencia 2.8

Según la tabla periódica 86%

22( )Mg F+ -: :····

Química 31

Determinación del % de Carácter covalente

Electronegatividad Cl 3.5

Electronegatividad H 2.1

Diferencia 1.4

Según la tabla periódica 39

Carácter covalente = 100 – 39% = 61%

Enlace covalente polar

Porcentaje de carácter covalente

Química 32

Determinación del % de Carácter covalente

Electronegatividad H 2.1

Diferencia 0

Según la tabla periódica 0

Carácter covalente = 100 – 0% = 100%

Enlace covalente puro o no polar

Química 33

Enlace covalente dativo

Química 34

Estructuras de LewisEn 1916 G. N. Lewis propuso que los átomosse combinan para generar una configuración

electrónica más estable.La máxima estabilidad resulta cuando un

átomoes isoelectrónico con un gas noble.

Un par electrónico que es compartido entre dos átomos constituye un enlace covalente.

Química 35

Química 36

COMPUESTOS IÓNICOS1. Son sólidos con punto de

fusión altos (por lo general, > 400ºC)

2. Muchos son solubles en disolventes polares, como el agua..

3. La mayoría es insoluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14.

4. Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones)

5. Las soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones).

COMPUESTOS COVALENTES

1. Son gases, líquidos o sólidos con punto de fusión bajos (por lo general, < 300ºC)

2. Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares.

3. La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14.

4. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad.

5. Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga.

Amoníaco

Química 37

Química 38

C OOC OO xx

Enlace covalente doble

Dióxido de Carbono

Química 39

Química 40

N NN Nxxxxx

Enlace covalente triple

Nitrógeno

Química 41

COH OH

OCOH OH

Ácido Carbónico

Química 42

COH O-

Bicarbonato y Carbonato

Química 43

OH OH+2

Ácido Sulfúrico

Química 44

Excepciones a Regla del Octeto

Química 45

número par de e-

Molécula con menos de

molécula conmás de 8e-

Regla del Octeto

Excepciones a la

Número Impar de ElectronesEn la mayor parte de las moléculas, el

número de electrones es par y es posible el apareamiento de los spines de los electrones.

No obstante, algunas moléculas como NO contiene 5 + 6 electrones de valencia: es imposible el apareamiento completo de estos electrones y no se puede tener un octeto alrededor de cada uno de los átomos.

Química 46

Menos de ocho electronesUna segunda excepción se presenta cuando

hay menos de ocho electrones alrededor de un átomo de una molécula o de un ion.

Esta es una situación relativamente rara y se encuentra con mayor frecuencia en compuestos de boro y berilio.

Química 47

Química 48

La tercera y más grande clase de excepciones consiste en las moléculas en que hay más de ocho electrones en la capa de valencia de un átomo. Como ejemplo, consideremos el PCl5

Química 49

Fuerzas intermoleculares

Química 50

sLas fuerzas intermoleculares son fuerzas electromagnéticas las cuales actúan entre moléculas o entre regiones ampliamente distantes de una macromolécula.

Clasificación

Fuerzas Intermoleculares

Fuerzas electromagnéticas

Dipolo-dipolo

Dispersión P.hidrógeno

Dipolo-DipoloSon las fuerzas que ocurren entre dos moléculas

con dipolos permanentes. Estas funcionan de forma similar a las

interacciones iónicas, pero son más débiles debido a que poseen solamente cargas parciales. Un ejemplo de esto puede ser visto en el ácido clorhídrico:

Química 52

(+)(-) (+)(-) H-Cl----H-Cl (-)(+)

(-)(+) Cl-H----Cl-H

Fuerzas de Dispersión o LondonSon pequeñas y transitorias fuerzas de

atracción entre moléculas no polares.Son más intensas en las moléculas no polares

más grandes que en las pequeñas.Son de mayor magnitud en el Br2, que en el

I2, que en el F2.

Química 53

Es un tipo de atracción dipolar particularmente fuerte, en el cual un átomo de hidrógeno hace de puente entre dos átomos electronegativos, sujetando a uno con un enlace covalente y al otro con fuerzas puramente electrostáticas.

Puente de hidrógeno

Química 54

Química 55

Química 56

Enlace CovalenteLos enlaces covalentes se caracterizan por

La compartición de electronesSe forma con elementos semejante electronegatividadPresentan enlaces direccionales, al contrario de los ionicos que

son omnidireccionalesEl enlace es entre dos elementos no metalicos

Enlace CovalenteExiste una teoría que nos permite explicar el enlace y que se denomina

Teoría de Orbitales Moleculares (OM), la cual nos explica:

Cuando dos átomos se aproximan, sus orbitales atómicos se mezclan. Los electrones ya no pertenecen a cada átomo sino a la molécula en su conjunto

La combinación de dichos orbitales se realiza mediante una operacion matemática que implican la combinación lineal de los orbitales atómicos

Enlace CovalentePor ejemplo se tiene dos orbitales s (molécula de Hidrogeno), de

acuerdo a OM tenemos dos ecuaciones una de antienlace y otra de enlace.

Enlace CovalenteUna forma mas general es:

Enlace CovalenteUna forma grafica del resultado a la ecuación de enlace es:

Enlace CovalenteEn el sistema covalente se pueden presentan varios tipos

de enlace los cuales se denominan:Enlace sencilloEnlace dobleEnlace tripleEnlece covalente coordinado (el cual se vera en el

capitulo de coordinación)

Enlace CovalenteEn el caso del enlace sencillo también se puede designar como enlace sCon los enlaces doble y triple ademas de presentar un enlace s

presentan uno dos enlaces p respectivamenteLos cuales se definen:

Enlace sigma: el solapamiento entre los orbítales atómicos donde se sitúa la máxima densidad electrónica en el eje que une los dos núcleos. Simetría cilíndrica

Enlace pi: el solapamiento entre los orbítales atómicos sitúa la máxima densidad electrónica por encima y debajo del plano que contiene los núcleos

Enlace CovalenteUna forma grafica de mostrar los dos tipos de enlace es:

Enlace CovalenteLa teoría de OM se aplica de manera muy adecuada para

moleculas pequeñas sin embargo para moléculas mas complejas este sistema se vuelve muy complicado, en el caso de moléculas mas complejas se emplean los modelos de Lewis y Langmuir

Lewis y Langmuir desarrollaron una teoría de enlace con base en electrones compartidos.

El modelo emplea reglas empíricas simples como la regla del octeto y las estructuras de Lewis.

Enlace CovalenteAntes de ver el concepto de Estructurade lewis es

importante comprender el concepto de valencia, el cual se define como: la capacidad de un elemento para combinarse con otro

Ejemplos a este concepto son:El nitrógeno presenta 5 valencias N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5

Mientras que en el caso de magnesio presenta solo una MgH2

Enlace CovalenteTeoría de Lewis

Los electrones de la capa más externa (de valencia) se transfieren (iónico) o se comparten (covalente) de modo que los átomos adquieren una configuración electrónica estable. De gas noble. Octeto.

En esta caso los electrones de valencia de cada átomo se representan por medio de puntos, cruces o círculos. Cada par de electrones compartidos pueden representarse con una línea y si hay dobles o triples enlaces se representan con dos o tres líneas.

Enlace CovalenteSímbolos de Lewis

Un símbolo de Lewis representa el núcleo y los electrones internos de un átomo.

Los puntos alrededor del símbolo representan a los electrones de de valencia.

Enlace CovalenteLas estructuras de Lewis no explican

La forma o la geometría de una molécula.La información de los orbitales donde proceden

los electrones o de donde se alojan definitivamente estos. Basta con contar los electrones de valencia y distribuirlos correctamente alrededor del átomo.

Por ejemplo no explica la diferencia para estos compuestos de azufre

Enlace CovalenteReglas para las estructuras de Lewis

El H sólo puede adquirir 2e. Los elementos del 2º período: 8e y lo del 3ª y siguiente pueden ampliar el octeto.

Escribir una fórmula con el elemento menos electronegativo en el centro, enlazado por enlaces sigma a los átomos periféricos.

Si la molécula es iónica sumar o restar su carga.Para que se cumpla la regla del octecto: sumar los

electrones de valencia más los electrones compartidos.Asignar pares solitarios preferentemente a los átomos

periféricos.

Enlace CovalenteUno de los conceptos mas importantes dentro de las

estructuras de Lewis es el concepto de:Carga formal (CF):

CF = (Electrones de valencia) - 1/2(electrones compartidos) – (electrones no enlazados)

Enlace CovalenteCarga formal del HNO3

Estructura Átomo e- valencia ½ e- enlazados e- no enlazados Carga formal

N N 5 4 0 +1

O- O 6 1 6 -1

O= O 6 2 4 0

-OH O 6 2 4 0

O N O HO

Número de oxidación N= 5+

(3*2-) + (1+) = 5+

Enlace Covalente

H O N O

Ordenamiento

H O N OO

Fórmula de Lewis

Geometría

HO N O

OHO N O

Enlace Covlaente2s 2p

OO O {

Hibridación sp2Trigonal planar

Ácido Nítrico

Enlace CovalenteRegla del octeto

Establece que al formarse un enlace químico los átomos adqueren, pierden o comparten electones de tal manera que la cara más externa de valencia contenga 8 electrones.

Hay muchas excepciones y cuando hay más de 8 electrones se dice que la capa de valencia e ha expandido (uso de orbitales d y f)

Enlace Covalente1. Para la mayoría de las moléculas hay un máximo de 8 electrones de

valencia.2. Cuando un átomo tiene orbitales d, la valencia se expande.3. Las repulsiones entre electrones deben ser minimizadas.4. La molécula debe alcanzar su mínimo de energía.

Enlace CovalenteEl enlace covalente se forma cuando los átomos se unen

compartiendo e- de la capa de valencia.H1s1 H H:HLi [He]2s1 LiBe [He]2s2 BeB [He]2s22p1 BC [He]2s22p2 C…F [He]2s22p5 F F:FNe [He]2s22p6 Ne

Dentro del concepto de octeto podemos distinguirPar electrónico de enlace: aquel que es

compartido por dos átomos y que por tanto contribuye de modo eficaz al enlace.

Par solitario: aquel que pertenece exclusivamente a un átomo. No contribuye al enlace pero es crucial a la hora de determinar las estructuras moleculares.

Enlace Covalente

Enlace CovalenteEnlaces covalentes múltiples

Molécula N2Molécula CO2

• Orden de enlace: número de pares de e- que

contribuyen al enlace entre dos átomos.

Enlace Covalente

M o le cu la s co n n ú m e rode e le ctro n e s im pa re s

O cte toI n co m ple to

O cte toe xp a n d id o

E xce pc io n e s a laR e g la de l O cte to

Enlace CovalenteAlgunos ejemplos a la excepción al Octeto son:

Moléculas deficientes de electrones (octeto incompleto )

Moleculas hipervalentes (expansión del octeto)

Enlace CovalenteEstructuras resonantes

De manera común se define como resonancia a la “deslocalización de los pares electrónicos dentro de una molécula,” sin embargo en los compuestos inorgánicos se puede entender como:

La existencia de dos o mas estructuras equivalentes que presentan la misma energía.

Estas estructuras solo se diferencian por la posición del doble enlace.

La fusión de las estructuras es precisamente es lo que se denomina resonancia y en el caso de presentar alguna de las estructuras de Lewis se denomina como híbrido de resonancia

Enlace CovalenteTeoría de repulsión de pares electrónicos

(RPECV)Esta teoría predice la forma de una molécula, tomando en

cuenta la configuración más estable de los ángulos de enlace dentro de ella. De acuerdo con dicha teoría esta configuración se determina, principalmente, por las interacciones de repulsión entre los pares de electrones en la capa de valencia del átomo central

Enlace Covalente Este modelo considera que los pares de

electrones ocupan orbitales localizados. Se orientan para que la distancia entre los orbitales sea máxima.Un ejemplo es metano, con una geometría tetraédrica

Enlace CovalenteGeometrias permitidas de acuerdo a la TRPECV

Enlace Covalente TRPECV

Estas geometrías se generan a partir de la repulsión de pares de electrones de la capa de valencia, y se debe emplear cuando:

1. El átomo central esta unido a 2 o más átomos2. Los pares de electrones de la capa de valencia toman las posiciones más

alejadas posibles.3. Se consideran todos los elementos y electrones de valencia del átomo

central: pares enlazados y pares libres.4. La forma de la molécula es función de las posiciones de los núcleos, de los

pares de electrones enlazados y libres

Enlace Covalente Reglas para la TRPECV1. El orden de las repulsiones son las siguientes:Par solitario-par solitario > par solitario-par enlazado > par enlazado-par

enlazado2. Cuando hay pares solitarios, el ángulo de enlace es menor que el

predicho por la regla 1.3. Los pares solitarios escogen el sitio más grande.4. Si todos los sitios son iguales, los pares solitarios escogerán

posiciones trans entre ellos.5. Dobles enlaces ocupan más espacio que enlaces simples.6. Los pares de electrones de substituyentes electronegativos ocupan

menos espacio que los más electropositivos.

Enlace CovalenteEjemplos a las reglas

Enlace CovalenteSi el átomo central pertenece a un elemento del tercer

periodo o de los siguientes, hay dos posibilidades:a. Si el substituyente es oxígeno o halógenos, aplican las

reglas.b. Si los substituyentes son menos electronegativos que

los halógenos y el oxígeno, los pares solitarios ocuparán un orbital s de no enlace y el par enlazado estará en orbitales p formando ángulos de 90°

Enlace CovalenteSintesis de las reglas de TRPECV1. Las geometrías ideales son:Número de coordinación 2 linealNúmero de coordinación 3 trigonal planarNúmero de coordinación 4 tetraédricaNúmero de coordinación 5 trigonal bipiramideNúmero de coordinación 6 octaédrica2. Las repulsiones varían:

PS-PS > PS-PE > PE-PE2.1 Cuando hay pares solitarios los ángulos son menores a los de las geometrías ideales.2.2 Los pares solitarios seleccionan el sitio más grande en TBP ecuatorial2.3 Si todos los sitios son iguales, los pares solitarios estarán en posición trans

3. Los enlaces dobles ocupan más espacio que los enlaces sencillos.4. Pares enlazados en que el sustituyente es electronegativo ocupa un menor espacio que los que el

sustituyente es electropositivo

Geometría molecular

Geometría Molecular Distribución tridimensional de los átomos de una

molécula.

Modelo Repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPECV)

Explica la distribución geométrica de los pares de electrones que rodean al átomo central en términos de repulsiones electrostáticas

Las repulsiones decrecen en importancia en el orden:Las repulsiones decrecen en importancia en el orden:

PNCPNC--PNCPNC > PNC> PNC--PE > PE > PEPE--PEPE

siendo PNC = Par no compartidosiendo PNC = Par no compartidoPE = Par de enlace.PE = Par de enlace.

Modelo de rpecv

Teoría de repulsión de electrones de valencia (TREPE)SE BASA EN EL MODELO DE LEWIS QUE INDICA QUE

EN UN ÁTOMO LOS ELECTRONES FORMAN PARES QUE ESTAN COMPARTIDOS CON OTRO ÁTOMO O ESTAN SOLITARIOS.

ESTABLECE QUE:

LOS PARES DE ELECTRONES SE REPELEN ENTRE SI, TANTO SI

ESTAN EN ENLACES QUIMICOS (PARES ENLAZADOS) COMO SI

NO ESTÁN COMPARTIDOS (PARES SOLITARIOS).

LOS PARES DE ELECTRONES SE DISPONEN ALREDEDOR DE UN ÁTOMO CON ORIENTACIONES QUE MINIMICEN LAS REPULSIONES

TEORIA DE REPULSION DE PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA

Para construir una molécula:

1. Escribir la estructura de Lewis para la especie

2. Determinar el número de grupos de electrones que hay alrededor del átomo central y establezca si son grupos enlazantes o pares solitarios.

3. Establecer la geometría de grupos de electrones alrededor del átomo central

4. Determinar la geometría molecular de las posiciones alrededor del átomo central ocupadas por otros núcleos atómicos

GEOMETRIA MOLECULAR

DISTRIBUCION DE LOS ÁTOMOS EN EL ESPACIO

Distribución espacial de pares de electrones

Para una molécula que no tiene pares de electrones libres sobre el átomo central la distribución de pares coincide con la geometría molecular.

Moléculas en las que el átomo central tiene uno o mas pares de electrones libres

Par libre/par libre > par libre/par enlazante > par enlazante/par enlazante

La nomenclatura para este típo de moleculas es ABxEy, donde A es el átomo central, B los átomos que se enlazan E el número de pares de electrones libres de A

Moléculas con pares libres sobre el átomo centralMoléculas con pares libres sobre el átomo central

AX3 : SO3 , NO3- , CO2 AX2E : SO2 , PbCl2

Tetraédrico Pirámide trigonal angularCH4 , ClO4- NH3 ; PF3 H2O, OF2

Bipirámide trigonal Forma de tijera Forma de T lineal PF5, SOF4 SF4 , IF4+ ClF3 , BrF3 XeF2 , I3-

Octaédrico Pirámide de base Cuadradocuadrada plano

SF6 ,IOF5 XeOF4 XeF 4 , ICl4-

Nº de pares electrónicos Ejemplos

totales de enlace sin compartir

Molécula o ión

2 2 0 lineal HgCl2

3 3 0 triangular plana BF3

3 2 1 angular

4 4 0 tetraédrica CH4

4 3 1 piramide trigonal NH3

4 2 2 angular H2O

5 5 0 bipirámide trigonal PCl5

5 4 1 tetraédrica irregular

5 3 2 forma T ClF3

5 2 3 lineal XeF2

6 6 0 octaédrica SF6

6 5 1 pirámide cuadrada IF5

6 4 2 cuadrada plana XeF4

REVISION DE EJEMPLOS

Moléculas con pares libres sobre el átomo central

Tres posibles estructuras para I3-

Ejemplos de moléculas de gases nobles

Estructura de XeF4

RELACION ENTRE GEOMETRIA MOLECULAR Y MOMENTO DIPOLARFORMULA GEOMETRIA

MOLECULARMOMENTO DIPOLAR

AX lineal Puede no ser cero AX2 lineal cero

angular Puede no ser ceroAX3 Trigonal plana cero

Pirámide trigonal Puede no ser ceroForma de T Puede no ser cero

AX4 tetraédrica ceroplano Cuadrada cerotijera Puede no ser cero

AX5 Bipirámide trigonal Puede no ser ceroBipirámide base cuadrada

AX6 octaédrica cero

La forma de las moléculasUn vistazo a la teoría de repulsión de pares de

electrones de la capa de valencia

Introducción

La teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (VSEPR, por sus siglas en inglés) es un modelo muy simple que tiene como objetivo determinar la geometría de una molécula. Ya que los pares de electrones alrededor de un átomo central (pares de electrones libres y/o pares de electrones involucrados en los enlaces químicos) están cargados negativamente, entonces éstos tenderán a alejarse para minimizar la repulsión electrostática entre ellos.

HEstructura de Lewisdel metano:

109.5° 90°

Introducción

! Menor repulsión !

Introducción

El modelo de VSEPR puede emplearse para predecir la geometría de moléculas o iones que contienen únicamente átomos del grupo principal.

Dicha teoría también puede utilizarse para predecir la estructura de moléculas e iones que contienen enlaces múltiples y pares de electrones no apareados.

Debe tenerse en mente que la teoría de VSEPR es sólo un modelo y que, por lo tanto, existen excepciones a la regla.

Primeras dos reglas

1) Plantea la estructura de Lewis de la molécula o ion.

2) Enumera las regiones de alta densidad electrónica (pares libres y/o pares involucrados en los enlaces químicos) alrededor del átomo central

Dobles y triples enlaces cuentan como UNA región de alta densidad electrónica.

Los pares libres cuentan como UNA región de alta densidad electrónica.

Primeras dos reglas: ejemplos

Molécula Estructura de Lewis No. de regiones de alta densidad

BeH2 2

H Hx xBe

Primeras dos reglas: ejemplos

Molécula Estructura de Lewis No. de regiones de alta densidad

CO Oxx

Tercera regla

3) Identifica el arreglo espacial más estable de las regiones de alta densidad electrónica.

Cada región considérala con un globo. Veamos los casos mas simples para determinar el arreglo espacial mencionado sin pensar, aún, en una molécula.

Tercera reglaLa geometría de un átomo central se determina por la mutua repulsión entre los pares de electrones. Cada par electrónico puedes visualizarlo como un globo. El arreglo espacial más estable para dos pares de electrones (o dos globos) entorno a un átomo central es una estructura lineal.

Átomo central

Dos globos proporcionan una geometría lineal

El orden de repulsion para los pares de electrones es el siguiente:Par libre-Par libre > Par libre-Region de enlace > Region de enlace-

Region de enlace

Cuarta regla

!Estamos listos para predecir la estructura de una molécula!

Tres regiones de alta densidad

BeCl2Dos regiones de enlace

Cero pares libres Be ClCl

Lineal

BH3Tres regiones de enlace

Cero pares libres BH H

Trigonal plana

NO2- Dos regiones de enlace

Un par libre NO O

Angular

Cuatro regiones de alta densidad

Cuatro regiones de enlaceCero pares libres C

H HTetraedrica

Seis regiones de alta densidad

Seis regiones de enlaceCero pares libres

Octaedrica

IF6+ I

Ejercicios

1) SO3 6) ClF3

2) C2H2 7) CO2

3) H2O 8) H3O+

4) SF4 9) XeF4

5) NH3 10) H2SO4

EjerciciosDeterminar la estructura molecular empleando el modelo VSEPR de:

trigonal plana

lineal

angular

(bipiramide trigonal truncada)balancin

piramidal

Respuestas

forma de T

lineal

piramidal

cuadrado plano

tetraedrica

Respuestas

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