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

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- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - E N D - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -
Presentation Transcript
enlaces y mol culas

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

1

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

2

Enlaces y Moléculas
tipos de enlace
Tipos de Enlace
  • Hay 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.
clasificaci n de enlaces

Aumento en la diferencia de electronegatividad

Covalente

Covalente polar

Iónico

transferencia parcial de e-

comparte e-

transferencia e-

Clasificación de enlaces

0 ─── ≤ 0.4 ─── < 1.7 ── > Iónico

Cov. No-polar

Cov. polar

enlace i nico

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

Enlace

Iónico

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

Iones

libres

Enlace Iónico
iones
Iones
  • Los metales pierden sus electrones de valencia para formar cationes:
  • Esta perdida de electrones se llama oxidación.
  • Na .Na+ +e- sodio
  • Mg: Mg2+ + 2 e- magnesio
  • : Al. Al 3+ +3 e- aluminio

Química

formaci n de aniones
Formación de Aniones
  • Los 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

importancia de los iones

K+ (catión)

Cl– (anión)

Importancia de los iones
  • Muchos 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

impulso nervioso
Impulso Nervioso
  • Los iones calcio (Ca2+), potasio (K+) y sodio (Na+) están implicados todos en la producción y propagación del impulso nervioso.

Na+

Impulso

nervioso

K+

Química

slide13

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

bomba de sodio potasio
Bomba de sodio/potasio
  • Esta variación entre el exterior y el interior se alcanza por el funcionamiento de la bomba de sodio/potasio (Na+/K+)

Química

gasto de atp
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

funci n del calcio
Función del calcio
  • Además, el Ca2+ es necesario para la contracción de los músculos y para el mantenimiento de un latido cardíaco normal.

Química

mol cula de clorofila
Molécula de clorofila
  • El 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

enlace covalente
Enlace Covalente
  • Los 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

slide19

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

regla del octeto

..

..

:

:

:

F

F

..

..

Regla del octeto

Al formarcompuestos, los átomosganan, pierden, o compartenelectronesparaproducirunaconfiguraciónelectrónicaestablecaracterizadapor 8 electrones de valencia.

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

Química

ejemplo

.

..

.

.

.

:

C

F

..

.

..

:

:

F

..

..

..

:

:

:

F

C

:

F

..

..

..

:

:

F

..

ejemplo

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

la estructura de Lewis para CF4 queda así:

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

Química

ejemplo1

..

:

:

F

..

..

..

:

:

:

F

C

:

F

..

..

..

:

:

F

..

:

:

F

..

..

:

:

C

F

F

..

..

:

:

F

..

ejemplo

Es unaprácticacomúnrepresentar un enlace covalenteporunalinea. Así, se puedeescribir:

..

como

Química

ejemplos inorg nicos

..

..

..

..

:

:

:

:

:

:

:

:

C

C

O

O

O

O

:

:

:

:

:

:

H

H

C

N

C

N

Ejemplos inorgánicos

Dióxido de carbono

Cianuro de hidrógeno

Química

ejemplos org nicos

H

H

H

H

..

..

:

H

:

:

:

H

C

C

C

C

H

H

:

:

:

:

:

C

H

H

C

H

H

C

C

Ejemplos orgánicos

Etileno

Acetileno

Química

electronegatividad
Electronegatividad

La electronegatividadesunamedida de la habilidad de un elemento de atraerelectronescuandoestaenlazado a otroelemento.

Un elemento electronegativo atrae electrones.

Un elemento electropositivo libera electrones.

Química

escala de electronegatividad
Escala de electronegatividad

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

La electronegatividad disminuye al bajar en un grupo.

Química

generalizaci n

..

..

:

:

:

:

N

N

F

F

..

..

Generalización

Entre más grande sea la diferencia de

Electronegatividad entre dos átomos enlazados;

más polar es el enlace.

H—H

Enlaces no-polares conectan dos átomos de la misma electronegatividad

Química

generalizaci n1

d-

..

..

d-

d+

d+

d+

:

H

H

O

H

F

..

..

Generalización

Entre más grande la diferencia en electronegatividadentre dos átomos; más polar es el enlace.

:

:

C

O

O

..

..

d+

d-

d-

Los enlaces polaresconectanátomosde diferenteelectronegatividad

Química

porcentaje de car cter i nico
Porcentaje de carácter iónico
  • NaCl

Determinación del % de Carácter iónico

Electronegatividad Cl 3.0

Electronegatividad Na 0.9

Diferencia 2.1

% de carácter iónico

Según la tabla periódica 67%

Química

slide31

MgF2

Determinación del % de Carácter iónico

Electronegatividad F 4.0

Electronegatividad Mg 1.2

Diferencia 2.8

% de carácter iónico

Según la tabla periódica 86%

Química

porcentaje de car cter covalente
Porcentaje de carácter covalente

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%

Enlace covalente polar

Química

slide33

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

Química

estructuras de lewis
Estructuras de Lewis

En 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

slide36

COMPUESTOS IÓNICOS

1. 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.
  • Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga.

Química

amon aco
Amoníaco

Química

di xido de carbono
Dióxido de Carbono

Enlace covalente doble

Química

nitr geno
Nitrógeno

Enlace covalente triple

Química

excepciones a regla del octeto

Excepciones a la

número par de e-

Regla del Octeto

Molécula con

menos de

8e-

Text

molécula con

más de 8e-

Excepciones a Regla del Octeto

Química

n mero impar de electrones
Número Impar de Electrones
  • En 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

menos de ocho electrones
Menos de ocho electrones
  • Una 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

slide49

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

fuerzas intermoleculares

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

Fuerzasintermoleculares

Fuerzas intermoleculares

Química

clasificaci n

FuerzasIntermoleculares

Fuerzas electromagnéticas

Dipolo-

dipolo

P.hidrógeno

Dispersión

Clasificación
dipolo dipolo
Dipolo-Dipolo
  • Son 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:

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

Química

fuerzas de dispersi n o london
Fuerzas de Dispersión o London
  • Son 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

slide54
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

enlace covalente1
Enlace Covalente
  • Los enlaces covalentes se caracterizan por
    • La compartición de electrones
    • Se forma con elementos semejante electronegatividad
    • Presentan enlaces direccionales, al contrario de los ionicos que son omnidireccionales
    • El enlace es entre dos elementos no metalicos
enlace covalente2
Enlace Covalente
  • Existe 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 covalente3
Enlace Covalente
  • Por ejemplo se tiene dos orbitales s (molécula de Hidrogeno), de acuerdo a OM tenemos dos ecuaciones una de antienlace y otra de enlace.
enlace covalente4
Enlace Covalente
  • Una forma mas general es:
enlace covalente5
Enlace Covalente

Una forma grafica del resultado a la ecuación de enlace es:

enlace covalente6
Enlace Covalente
  • En el sistema covalente se pueden presentan varios tipos de enlace los cuales se denominan:
    • Enlace sencillo
    • Enlace doble
    • Enlace triple
    • Enlece covalente coordinado (el cual se vera en el capitulo de coordinación)
enlace covalente7
Enlace Covalente
  • En el caso del enlace sencillo también se puede designar como enlace s
  • Con los enlaces doble y triple ademas de presentar un enlace s presentan uno dos enlaces p respectivamente
  • Los cuales se definen:
    • Enlace sigma: el solapamiento entre los orbítales atómicos donde se sitúa la máxima densidad electrónica en el eje que une losdos núcleos. Simetría cilíndrica
    • Enlace pi: el solapamiento entre los orbítales atómicossitúa la máxima densidad electrónica por encima ydebajo del plano que contiene los núcleos
enlace covalente8
Enlace Covalente
  • Una forma grafica de mostrar los dos tipos de enlace es:
enlace covalente9
Enlace Covalente
  • La 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 covalente10
Enlace Covalente
  • Antes 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 covalente11
Enlace Covalente
  • Teoría 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 covalente12
Enlace Covalente
  • Símbolos 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 covalente13
Enlace Covalente
  • Las 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 covalente14
Enlace Covalente
  • Reglas para las estructuras de Lewis
    • El H sólo puede adquirir 2e. Los elementos del 2º período: 8e y lodel 3ª y siguiente pueden ampliar el octeto.
    • Escribir una fórmula con el elemento menos electronegativo en el centro, enlazado por enlacessigma a los átomos periféricos.
    • Si la molécula es iónicasumar 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 covalente15
Enlace Covalente
  • Uno de los conceptos mas importantes dentro de las estructuras de Lewises el concepto de:
    • Carga formal (CF):

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

enlace covalente16
Enlace Covalente

Carga formal del HNO3

OH

O

N

+1

O

O

N

O

H

Número de oxidación N= 5+

O

1+

-2

-1

HNO3

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

enlace covalente17
Enlace Covalente

Ordenamiento

HO

N

O

HO

N

O

O

O

O

H

O

N

O

Geometría

Fórmula de Lewis

O

O

N

OH

H

O

N

O

O

enlace covlaente
Enlace Covlaente

Ácido Nítrico

2s

OH

2p

O

N

O

{

O

O

O

OH

O

N

Hibridación sp2

O

Trigonal planar

enlace covalente18
Enlace Covalente
  • Regla 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 covalente19
Enlace Covalente
  • Para la mayoría de las moléculas hay un máximo de 8 electrones de valencia.
  • Cuando un átomo tiene orbitales d, la valencia se expande.
  • Las repulsiones entre electrones deben ser minimizadas.
  • La molécula debe alcanzar su mínimo de energía.
enlace covalente20
Enlace Covalente

El enlace covalente se forma cuando los átomos se unen compartiendo e- de la capa de valencia.

H 1s1 H H:H

Li [He]2s1 Li

Be [He]2s2 Be

B [He]2s22p1 B

C [He]2s22p2 C

F [He]2s22p5 F F:F

Ne [He]2s22p6 Ne

enlace covalente21
Enlace Covalente
  • Dentro del concepto de octeto podemos distinguir
    • Par 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 covalente22
Enlace Covalente
  • Enlaces covalentes múltiples

Molécula CO2

Molécula N2

  • Orden de enlace: número de pares de e- que
  • contribuyenal enlace entre dos átomos.
enlace covalente24
Enlace Covalente
  • Algunos ejemplos a la excepción al Octeto son:
    • Moléculas deficientes de electrones (octeto incompleto )
    • Moleculas hipervalentes (expansión del octeto)
enlace covalente25
Enlace Covalente
  • Estructuras 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 covalente26
Enlace Covalente
  • Teoría 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 covalente27
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 covalente28
Enlace Covalente
  • Geometrias permitidas de acuerdo a la TRPECV
enlace covalente29
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:

  • El átomo central esta unido a 2 o más átomos
  • Los pares de electrones de la capa de valencia toman las posiciones más alejadas posibles.
  • Se consideran todos los elementos y electrones de valencia del átomo central: pares enlazados y pares libres.
  • La forma de la molécula es función de las posiciones de los núcleos, de los pares de electrones enlazados y libres
enlace covalente30
Enlace Covalente
  • Reglas para la TRPECV
  • 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 covalente31
Enlace Covalente
  • Ejemplos a las reglas
enlace covalente32
Enlace Covalente

Si el átomo central pertenece a un elemento del tercer periodo o de los siguientes, hay dos posibilidades:

  • Si el substituyente es oxígeno o halógenos, aplican las reglas.
  • 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 covalente33
Enlace Covalente
  • Sintesis de las reglas de TRPECV

1. 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

slide91

Geometría Molecular

Modelo de repulsión RPECV

geometr a molecular1
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

teor a de repulsi n de electrones de valencia trepe
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
TEORIA DE REPULSION DE PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA

Para construir una molécula:

  • 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

distribuci n espacial de pares de electrones
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.

slide99
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

slide110

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.

slide111

Estructura de Lewis

del 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 !

slide112

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.
slide113

La forma de las moléculasUn vistazo a la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia

Primeras dos reglas

  • Plantea la estructura de Lewis de la molécula o ion.
  • 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.
slide114

La forma de las moléculasUn vistazo a la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia

Primeras dos reglas: ejemplos

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La forma de las moléculasUn vistazo a la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia

Primeras dos reglas: ejemplos

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Tercera regla

  • 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.
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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

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Cuarta regla

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

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!Estamos listos para predecir la estructura de una molécula!

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Tres regiones de alta densidad

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Tres regiones de alta densidad

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Tres regiones de alta densidad

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Cuatro regiones de alta densidad

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Seis regiones de alta densidad

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Ejercicios

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Ejercicios

Determinar la estructura molecular empleando el modelo VSEPR de:

  • 1) SO3 6) ClF3
  • 2) C2H2 7) CO2
  • 3) H2O 8) H3O+
  • 4) SF4 9) XeF4
  • 5) NH3 10) H2SO4
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Respuestas

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Respuestas