Enlace Químico
Enlaces y Moléculas
2
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.
3
Formación de un Cristal
4
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
5
Enlace Iónico
6
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.
7
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
9
. ::
. ::
..
::
::
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
Na+
K+
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
F.
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.
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)
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:la estructura de Lewis para CF4 queda así:
: F:....C
: F:....
: F:....: F:
..
..
Se cumple la regla del octeto para el carbono y fluor.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:
Es una práctica común representar un enlace
covalente por una linea. Así, se puede escribir:
: F:..
..C
: F:..
..
: F:..
..: F:..
..
..
CF
F
F
F
..
..
..
..: :
: :
: :
..
comocomo
Ejemplos inorgánicos
Química 23
C: : :O..
:O..
: : C :O..
O..
:
: : :N:C:H :NCH
Dióxido de carbonoDióxido de carbono
Cianuro de hidrógenoCianuro de hidrógeno
Ejemplos orgánicos
Química 24
EtilenoEtileno
AcetilenoAcetileno: : :C:C:H H CCH H
C: :C..
H : :..
H
HH
C C
H H
HH
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.
La electronegatividad es una medida
de la habilidad de un elemento de
atraer electrones cuando esta
enlazado a otro elemento.
Escala de electronegatividad
1.0
Na
0.9
Li Be B C N O F
1.5
Mg
1.2
2.0
Al
1.5
2.5
Si
1.8
3.0
P
2.1
3.5
S
2.5
4.0
Cl
3.0
Química 26
La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en la tabla periódica.
La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en la tabla periódica.
La electronegatividad disminuye al bajar en un
grupo.
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
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
Los enlaces polares conectan
átomos
de diferente electronegatividad
:O C+d-dF:
..
..H+d -d
O....H
+d -d
H+d O:.. ..-d
Porcentaje de carácter iónicoNaCl
Química 29
Na Cl
: :
··
··
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
% de carácter iónico
Según la tabla periódica 86%
22( )Mg F : :
··
··
MgF2
Química 31
Determinación del % de Carácter covalente
Electronegatividad Cl 3.5
Electronegatividad H 2.1
Diferencia 1.4
% de carácter iónico
Según la tabla periódica 39
Carácter covalente = 100 – 39% = 61%
H Cl
H Clx
Enlace covalente polar
Porcentaje de carácter covalente
Química 32
Determinación del % de Carácter covalente
Electronegatividad H 2.1
Electronegatividad H 2.1
Diferencia 0
% de carácter iónico
Según la tabla periódica 0
Carácter covalente = 100 – 0% = 100%
Enlace covalente puro o no polar
H Hx
H H
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.
N H
H
HN H
H
H x x
x
Amoníaco
Química 37
Química 38
C OOC OO xx
xx
Enlace covalente doble
Enlace covalente doble
Dióxido de Carbono
Química 39
Química 40
N NN Nxxxxx
Enlace covalente triple
Enlace covalente triple
Nitrógeno
Química 41
COH OH
O
COH OH
O
x x
x x
xx
xx
x x
x x
x x
x x
Ácido Carbónico
Química 42
CO-
O-
O
COH O-
O
COH O-
O
Na+
x CO-
O-
O
x Na+
Na+
x
Bicarbonato y Carbonato
Química 43
S
O-
O-
OH OH+2
S
O-
O-
OH OH+2
x x
x x
xx
xx
xx
xx
x x
Ácido Sulfúrico
Química 44
Excepciones a Regla del Octeto
Química 45
Text
número par de e-
Molécula con menos de
8e-
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
B FF
F
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
PCl
ClCl
ClCl
Fuerzas intermoleculares
Química 50
Fu
erz
as
inte
rmole
cula
res
Las fuerzas intermoleculares son fuerzas electromagnéticas las cuales actúan entre moléculas o entre regiones ampliamente distantes de una macromolécula.
Clasificación
51
Fuerzas IntermolecularesFuerzas 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
S O
O
O
OS
O
OS O
O
O
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 H
O
+1
-1
N OHO
O
Número de oxidación N= 5+
HNO3
1+ -2
(3*2-) + (1+) = 5+
Enlace Covalente
H O N O
O
Ordenamiento
H O N O
O
Fórmula de Lewis
N
O
O
OH
Geometría
HO N O
O
HO N O
O
Enlace Covlaente2s 2p
O
N OHO
O
N OHO
OO O {
Hibridación sp2
Trigonal 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 p le to
O cte toe xpa n d ido
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 átomos
2. 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 TRPECV
1. El orden de las repulsiones son las siguientes:
Par solitario-par solitario > par solitario-par enlazado > par enlazado-par enlazado
2. 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 lineal
Número de coordinación 3 trigonal planar
Número de coordinación 4 tetraédrica
Número de coordinación 5 trigonal bipiramide
Número de coordinación 6 octaédrica
2. Las repulsiones varían:
PS-PS > PS-PE > PE-PE
2.1 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 ecuatorial
2.3 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 Cuadrado
cuadrada 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 cero
AX3 Trigonal plana cero
Pirámide trigonal Puede no ser cero
Forma de T Puede no ser cero
AX4 tetraédrica cero
plano Cuadrada cero
tijera Puede no ser cero
AX5 Bipirámide trigonal Puede no ser cero
Bipirámide base cuadrada
cero
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.
C
H
H
H
HEstructura de Lewisdel metano:
109.5° 90°
La forma de las moléculasUn vistazo a la teoría de repulsión de pares de
electrones de la capa de valencia
Introducción
! Menor repulsión !
La forma de las moléculasUn vistazo a la teoría de repulsión de pares de
electrones de la capa de valencia
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.
La forma de las moléculasUn vistazo a la teoría de repulsión de pares de
electrones de la capa de valencia
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.
La forma de las moléculasUn vistazo a la teoría de repulsión de pares de
electrones de la capa de valencia
Primeras dos reglas: ejemplos
Molécula Estructura de Lewis No. de regiones de alta densidad
BeH2 2
PH5 5
H Hx xBe
P
H
HH
H H
x
x x
x x
La forma de las moléculasUn vistazo a la teoría de repulsión de pares de
electrones de la capa de valencia
Primeras dos reglas: ejemplos
Molécula Estructura de Lewis No. de regiones de alta densidad
BH3 3
CO2 2
B
H
HH
x
x x
CO Oxx
xx
La forma de las moléculasUn vistazo a la teoría de repulsión de pares de
electrones de la capa de valencia
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.
La forma de las moléculasUn vistazo a la teoría de repulsión de pares de
electrones de la capa de valencia
Tercera regla
La 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
La forma de las moléculasUn vistazo a la teoría de repulsión de pares de
electrones de la capa de valencia
La forma de las moléculasUn vistazo a la teoría de repulsión de pares de
electrones de la capa de valencia
!Estamos listos para predecir la estructura de una molécula!
La forma de las moléculasUn vistazo a la teoría de repulsión de pares de
electrones de la capa de valencia
Tres regiones de alta densidad
BeCl2Dos regiones de enlace
Cero pares libres Be ClCl
Lineal
La forma de las moléculasUn vistazo a la teoría de repulsión de pares de
electrones de la capa de valencia
Tres regiones de alta densidad
BH3Tres regiones de enlace
Cero pares libres BH H
H
Trigonal plana
La forma de las moléculasUn vistazo a la teoría de repulsión de pares de
electrones de la capa de valencia
Tres regiones de alta densidad
NO2- Dos regiones de enlace
Un par libre NO O
Angular
La forma de las moléculasUn vistazo a la teoría de repulsión de pares de
electrones de la capa de valencia
Cuatro regiones de alta densidad
Cuatro regiones de enlaceCero pares libres C
H HTetraedrica
CH4
H
H
La forma de las moléculasUn vistazo a la teoría de repulsión de pares de
electrones de la capa de valencia
Seis regiones de alta densidad
Seis regiones de enlaceCero pares libres
Octaedrica
IF6+ I
F F
F F
F
F
La forma de las moléculasUn vistazo a la teoría de repulsión de pares de
electrones de la capa de valencia
Ejercicios
La forma de las moléculasUn vistazo a la teoría de repulsión de pares de
electrones de la capa de valencia
1) SO3 6) ClF3
2) C2H2 7) CO2
3) H2O 8) H3O+
4) SF4 9) XeF4
5) NH3 10) H2SO4
Ejercicios
Determinar la estructura molecular empleando el modelo VSEPR de:
SO3
trigonal plana
C2H2
lineal
H2O
angular
SF4
(bipiramide trigonal truncada)balancin
NH3
piramidal
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electrones de la capa de valencia
Respuestas
ClF3
forma de T
CO2
lineal
H3O+
piramidal
XeF4
cuadrado plano
H2SO4
tetraedrica
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electrones de la capa de valencia
Respuestas