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Enlaces Covalentes
y Compuestos Moleculares
Nota: Los estudiantes y las aulas con iPads deben descargar el programa gratuito "Puntos de Lewis" y pueden utilizarlo en todas las diapositivas que haya que dibujarlos
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Enlaces Covalentes y Geometría Molecular
Examine estas dos formas de un mismo compuesto, el ibuprofeno.
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Enlaces Covalentes y Geometría Molecular
Esta forma de ibuprofeno prácticamente no tiene efecto antiinflamatorio.
Esta forma de ibuprofeno es aproximadamente 100 veces mas efectiva para el alivio del dolor que la otra forma.
A pesar de que contienen exactamente el mismo número y tipo de átomos, estas dos moléculas tienen propiedades químicas muy diferentes.
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En esta unidad, vamos a explorar aquello que provoca que las moléculas tengan diferentes formas. Mas tarde, examinaremos como la geometría molecular afecta a las diferentes propiedades químicas.
Enlaces Covalentes y Geometría Molecular
Mira a tu alrededor. La propiedades químicas de las cosas dependen no sólo de qué están hechas las cosas sino también de cómo están organizadas, es decir, cómo son en su conjunto. (¡Recuerden esto para el próximo año en Biología!
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Enlaces Químicos
Iónico - se debe a la atracción electrostática entre iones (un átomo cede un electrón y otro lo toma)
Covalente - se debe a que los átomos comparten electrones
Metálico - cada átomo de un metal se enlaza a otro en una "nube" de electrones (se verá en la próxima unidad)
Hay tres tipos básicos de enlaces:
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1 El monóxido de Cloro es
A ClO2
B ClO
C OCl
D O2Cl
E No sé como responder esto.
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Enlaces Químicos
Enlace Iónico Este enlace se produce cuando la diferencia de electronegatividades entre dos átomos es mayor a 1,7.
Enlace Covalente Si la diferencia de electronegatividades es menor a 1,7 ningún átomo toma electrones del otro, sino que los comparten. Este tipo de enlace se produce típicamente entre dos no metales.
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En el caso del enlace iónico, el resultado es una red de iones en 3 - D, no forman moléculas individuales. La fórmula química de compuesto químico es la proporción de cada tipo de iones, no un número particular de los iones de una molécula.
En contraste, La unión covalente forma moléculas distintas; cada una con su propia y única forma. Esto ayuda a determinar las propiedades físicas y químicas de todo lo que nos rodea
Enlace Iónico vs. Enlace Covalente
Haga click aquí para ver una animación
sobre enlaces covalentes
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Compuestos Moleculares
Los compuestos covalentes están formados por dos no metales.
Cuando los átomos se unen covalentemente, estos se mantienen unidos por electrones compartidos. Cada uno de los componentes se llama compuesto molecular, lo que se conoce con el nombre de molécula .
En los enlaces covalentes el intercambio de electrones se produce por lo general de manera que los átomos alcanzan la configuración electrónica de los gases nobles. Los dos átomos usan los electrones compartidos para alcanzar esa meta.
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Nombrando Compuestos Moleculares Binarios
Se usan prefijos para indicar el número de átomos
Todos terminan en "ido"
Ejemplos
NO2 Dióxido de nitrógeno
P2O5 pentóxido de difósforo ( penta-óxido-->pentóxido)
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Nombrando Compuestos Moleculares Binarios
Mira en la siguiente tabla el nombre de los prefijos
Los átomos con menor electronegatividad se escriben primero
Si solo hay uno de los primeros átomos, no se coloca el "mono".
Ejemplos
CO Monóxido de Carbono
CO2 Dióxido de Carbono
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4 El monóxido de Cloro es
A ClO2
B ClO
C OCl
D O2Cl
E No sé como responder esto.
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5 El Tetróxido de Dinitrógeno es
A NO2
B N2O4
C NO3-
D N4O2
E No sé como responder esto..
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6 SO3 es
A SulfatoB Óxido de Azufre
C Trióxido de Azufre
D Sulfito
E No sé como responder esto.
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7 MgO es
A Monóxido de Monomagnesio B Monóxido de Magnesio C Óxido de Monomagnesio D Óxido de Magnesio E No sé como responder esto.
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8 P4O10 es
A Pentóxido de Fósforo B Decóxido de Tetrafósforo
C Óxido de Fósforo
D FosfatoE No sé como responder esto.
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Las estructuras de Lewis son diagramas que muestran los electrones de valencia como puntos. Las estructuras de Lewis son llamadas también puntos de Lewis o diagrama de puntos de electrones.
Note que solamente se aparean hasta cuatro electrones.
Estructura de Lewis
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9 ¿Cuántos electrones de valencia tiene el Nitrógeno?
A 2
B 3
C 4
D 5
E 7
F No sé como responder esto
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10 La estructura de Lewis para el Nitrógeno es
N
· Verdadero
· Falso
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Recordemos que los átomos tienden a formar la configuración electrónica de un gas noble. lo que significa que tiene 8 electrones de valencia. La Regla del Octeto tambien se aplica también a compuestos moleculares.
En un enlace covalente, un atom comparte sus electrones en un esfuerzo por obtener ocho electrones a su alrededor (excepto el hidrógeno que tratará de obtener dos electrones de valencia).
La Regla del Octeto
Un par de electrones de valencia que no se comparten entre los átomos se conocen como: par no compartido, par solitario o par no enlazante
Excepciones a la Regla del Octeto
H necesita 2e-
Be necesita 2e-
B necesita 2e-
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¿Cómo se representan los electrones compartidos?
Dos átomos unidos mediante el intercambio de un par de electrones están unidos por un enlace covalente.
H + H H H
Átomo de Hidrógeno
Átomo deHidrógeno
Molécula de Hidrógeno
Pares de electronescompartidos
H
H
1s
1sMoléculade H
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¿Cómo se representan los electrones compartidos?
Una estructura de puntos de electrones representada como H:H representa el par de electrones compartidos del enlace covalente
H + H H H
Átomo de Hidrógeno
Átomo deHidrógeno
Molécula de Hidrógeno
Pares de electronescompartidos
H
H
1s
1sMoléculade H
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Formulas Estructurales
Una fórmula estructural representa los enlaces covalentes y se muestran la disposición de los átomos unidos por guiones, mostrando la disposición de los átomos covalentemente. Como en el ejemplo siguiente, un par de electrones compartidos se representa por un guión.
HH
Molécula de Hidrógeno
Pares de electronescompartidosH H
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11 ¿Cuántos electrones compartidos por dos átomos crean un enlace covalente simple?
A 2
B 1
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Los halógenos forman un enlace covalente simple en sus moléculas diatómicas.
El Flúor es un ejemplo
Enlace Covalente Simple
F F F F F F+ --> OR
átomo deFluor
Moléculade Fluor
Átomode Fluor
1s
2s
2p
1s
2s
2p
Moléculade Fluor
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En una molécula de agua, cada átomo de hidrógeno y oxígeno alcanzan la cofiguracion del gas noble por compartir electrones.
Estructura de Lewis del H2O
La molécula de agua tiene dos pares de electrones no compartidos.
2 H + O --> O H o O HH
HÁtomos
de Hidrógen
o
Átomo de
Oxígeno
Molécula de agua
1s 2p2s
1s 1s
O
H H
Moléculade agua
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En la molécula de amoníaco, NH3, cada átomo alcanza la estructura de gas noble por electrones compartidos.
Esta molécula tiene un par de electrones no compartidos.
Estructura de Lewis del NH3
3 H + N --> N H o N H
H
H
HÁtomo de Hidrógeno
Átomo deNitrógeno Molécula
de amonio
1s 2p2s
1s 1sH
N
H1s
Molécula de amonio
H
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Dibujando la Estructura de Lewis
El átomo central es el elemento menos electronegativo (excluyendo el hidrógeno).
Los otros átomos se conectan por enlaces simples
El P tiene una electronegatividad de 2.1 y el Cl una electronegatividad de 3.0,
El P será el átomo central
Los átomos de Cl envolverán al átomos de P .
Los enlaces simples se muestran con lineas simples
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1. Cuenta cada enlace simple como un par de electrones (dos)
2. Agrega electrones a los átomos exteriores hasta llegar a los 8 en cada uno (un orbital completo), o dos electrones para el hidrógeno
3. Haz lo mismo con el átomo central.
4. Revisa ¿Cada átomo tiene el orbital completol (8 y excepto 2 para el hidrógeno)?
¿Has utilizado todos los electrones de valencia? ¿ Has utilizado demasiados electrones?
Dibujando la Estructura de Lewis
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Dibujando la Estructura de Lewis
En primer lugar, encuentra el número total de electrones de valencia en el ión politómico o en la molécula.
Si es un anión, se agregan electrones por cada carga negativa.
Si es un catión se le extrae un electrón por cada carga positiva
El átomo de N tiene 5 electrones de valencia
y
Cada uno de los tres átomos de H tiene 1, por lo que el número total de electrones de valencia es:
NH3
5 + 3(1) = 8
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Dibujando la Estructura de Lewis
El átomo central es el elemento menos electronegativo (excluyendo el hidrógeno porque tiene solamente un enlace)
Se conectan los otros átomos a él, con un simple enlace
El H nunca puede ser el átomo central, entonces será el N
Los átomos de H rodearan al de N .
los enlaces simples se muestran con una línea simple
HN HH
NH3
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Dibujando la Estructura de Lewis
HN HH
Cada H ya tiene dos electrones pero tenemos que añadir electrones a N para llegar a 8.
HN HH
1. Cuenta cada enlace simple como un par de electrones (dos)
2. Agrega electrones a los átomos exteriores hasta llegar a los 8 en cada uno (un orbital completo), o dos electrones para el hidrógeno
3. Haz lo mismo con el átomo central.
4. Revisa ¿cada átomo tiene el orbital completol (8 y excepto 2 para el hidrógeno)?
¿Has utilizado todos los electrones de valencia? ¿ Has utilizado demasiados electrones?
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TRePEV
Teoría de la Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia
Según la teoría RPECV las moléculas adoptarán una forma geométrica a fin de reducir la repulsión entre los electrones enlazados.
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El Número RPECV de una molécula es un número de tres dígitos que pueden ser utilizado para determinar la forma geométrica de
una molécula poliatómica
Así se encuentra
1. Dibuje la estructura de Lewis para la molécula. Encuentra, si se puede, el átomo central.
2. El primer dígito del Número RPECV es el número total de electrones alrededor del núcleo central.
Número RPECV
Pueden ser compartidos electrones libres o pares de electrones
Los enlaces múltiples (doble o triple enlace) Cuentan como un solo electrón compartido
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3. El segundo dígito del Número RPECV es el número total de uniones alrededor del átomo central .
4. El tercer dígito del Número RPECV es el número total de pares solitarios de electrones alrededor el átomo central.
5. Revisa tu trabajo - el primer dígito es igual a la suma del segundo y del tercero.
Número RPECV
Las uniones pueden ser: simple, doble o triple enlace:
Cada par de electrones que no están involucrados en enlaces cuentan como un par solitario.
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C
NCl
F
OSB
P
I
H
Si
SeXe
CH4Dibuja la estructura de Lewis y úsala para determinar el número RPECV
H
H
HC
H
Asegúrese de que cada átomo tenga la capa externa llena. Ahora calcule el número RPECV .
Electrones compartidos = 4Enlaces compartidos = 4Pares de electrones solitarios = 0
El número RPECV es 4 4 0
Slide for Answer
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C
NCl
F
OSB
P
I
H
Si
SeXe
NF3Dibuje la estructura de Lewis y úsela para determinar el número RPECV
N F
F
F
Asegúrese de que cada átomo tenga la capa externa llena. Ahora calcule el número RPECV .
Electrones compartidos = 4Enlaces compartidos = 3Pares de electrones solitarios = 1
El número RPECV . es 4 3 1
Slide for Answer
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C
NCl
F
OSB
P
I
H
Si
SeXe
SiF4Dibuje la estructura de Lewis y úsela para determinar el número RPECV
F
Si
F
F F
Asegúrese de que cada átomo tenga la capa externa llena. Ahora calcule el número RPECV .
Electrones compartidos = 4Enlaces compartidos = 4Pares de electrones solitarios = 0
El número RPECV . es 4 4 0
Slide for Answer
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Estructura de Lewis para los Iones
Si estas dibujando la Estructura de Lewis para un IÓN...
Un ión negativo tiene un exceso de electrones, sume la carga del ión al número de electrones de valencia.
ClO2- tiene 1(7) + 2(6) + 1 = 20 electrones
Un ión positivo, piere electrones, reste la carga del ión al número de electrones de valencia.
NH4+ tiene 1(5) + 4(1) -1 = 8 electrones
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C
NCl
F
OSB
P
I
H
Si
SeXe
PO43- Dibuje la estructura de Lewis y úsela para
determinar el número RPECV
O
P
O
O O
Asegúrese de que cada átomo tenga la capa externa llena. Ahora calcule el número RPECV .
Electrones compartidos = 4Enlaces compartidos = 4Par de electrones solitarios = 0
IEl número RPECV . es 4 4 0
Slide for Answer
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Estructura de Lewis
Dibuje la estructura de puntos de Lewis para el ión sulfato, SO4 2-
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Estructura de Lewis Dibuje la estructura de puntos de Lewis para el ión Hidronio, H3O+
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C
NCl
F
OSB
P
I
H
CO OSi
SeXe
CO2Dibuje la estructura de Lewis y úsela para determinar el número RPECV
¡ Nos quedamos sin electrones, pero el carbono no tiene un octeto
todavía!
¿y ahora qué?
Slide for Answer
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Enlaces Covalentes Dobles y Triples
Los átomos forman enlaces covalentes dobles o triples si pueden alcanzar la estructura del gas noble mediante el intercambio de dos o tres pares de electrones.
Un enlace formado al compartir dos pares de electrones es un enlace covalente doble.
Un enlace formado al compartir tres pares de electrones es un enlace covalente triple
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1. Determina el N° de electrones de valencia.
1 (4) + 2 (6) = 16 e-
2. Forma un enlace simple.Esto muestra 12 electrones, es decir, 6 pares
3. Coloca los pares solitarios del oxígeno, formando 8.
Enlaces Covalentes Dobles y Triples
O C O
O C O
Dióxido de Carbono , CO2
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O C O
Dióxido deCarbono, CO2
4. Comprueba: Teníamos 16 electrones para trabajar; ¿Cuántos debemos usar?
5. Hay demasiados electrones en nuestro dibujo Debemos formar DOBLES ENLACES entre el C y O.
En lugar de compartir solamente un par, un doble enlace comparte dos pares. Entonces se quita un par de cada átomo y se reemplaza con otro enlace.
O C O
O C O
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Longitud de los Enlaces Covalentes
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Energía de los Enlaces Covalentes
Se requiere más enegía para romper un doble o un triple enlace comparada con los enlaces simples.
El triple enlace es el mas fuerte de los tres
Bond Type Bond Energy
C C
C C
C C
348 kJ
614 kJ
839 kJ
Bond Type Bond Energy
N N 163 kJ
418 kJ
941 kJ
N N
N N
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Energías de los Enlaces Covalentes
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Comparación de Enlaces Covalentes
Tipo de enlace
Electróncompartid
Fuerza de enlace
Longitudde enlace
2
4
6
débil
intermedia
fuerte
largo
intermedio
corto
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12 A medida que el número de enlaces entre un par de átomos aumenta, la distancia entre los átomos:
A Aumenta
B Disminuye
C Permanece sin cambios
D Varía, dependiendo de los átomos
E No sé como responer esto
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13 A medida que el número de enlaces entre un par de átomos aumenta, la longitud del enlace entre ellos:
A Aumenta
B Disminye
C Permanece sin cambios
D Varía, dependiendo de los átomos
E No sé como responder esto
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14 Si el número de enlaces entre un par de átomos aumenta, la energía de enlace entre ellos:
A Aumenta
B Disminuye
C Permanece sin cambios
D Varía, dependiendo de los átomos
E No sé como responder esto
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15 ¿Cuántos electrones comparten dos átomos para crear un enlace simple?
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16 ¿Cuántos electrones comparten dos átomos para crear un enlace doble?
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17 ¿Cuántos electrones comparten dos átomos para crear un enlace triple?
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Si te quedas sin electrones antes que el átomo central tenga un octeto……forma enlaces múltiples hasta que
lo haga.
Escribiendo la Estructura de Lewis
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Molécula de Oxígeno
Unión del O2
Oxygenmolecule
1s
2s
2p
1s
2s
2p
O + O --> O O o O O
O
O
átomo deOxígeno
Átomo de Oxígeno
Molécula de Oxígeno
Slide 61 / 123
C
NCl
F
OSB
P
I
H
CSi
SeXe
CO Dibuja la estructura de Lewis y úsala para determinar el número RPECV
El Carbono tiene menos electronegatividad, por lo que lo consideramos como el "átomo
central"...
Electrones compartidos = 2Enlaces compartidos = 1
Electrones desapareados = 1
El número RPECV es 2 1 1
O
Slide for Answer
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Enlaces Covalentes Coordinados
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Enlaces Covalentes CoordinadosEn el Monónido Carbono, el Oxígeno alcanza una
configuración estable, pero el Carbono, no
1s 2p2s
2s1s 2p
C + O --> C O
Átomo deCarbono Átomo de
Oxígeno
Monóxidode Carbono
C
OMolécula demonóxido de C
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Un enlace covalente coordinado es el enlace covalente en que uno de los átomos aporta los dos electrones de enlace
En una fórmula estructural se puede mostrar los enlaces covalentes coordinados como flechas que apuntan desde el átomo que dona el par de electrones hasta el átomo que los recibe.
En un enlace covalente coordinado el par de electrones compartidos proviene de uno de los átomos enlazados.
El Carbono tiene 4 electrones de valencia , el oxígeno tiene 6.
Enlaces Covalentes Coordinados
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C
NCl
F
OSB
P
I
H
Si
SeXe
F2Dibuje la estructura de Lewis y úsela para determinar el número RPECV
Electrones compartidos = 4Enlaces compartidos = 1
Electrones desapareados = 3
El número RPECV es 4 1 3
F F
Slide for Answer
F
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Una molécula es un grupo de átomos neutros unidos por un enlace covalente. El aire contiene moléculas de Oxígeno.
Una molécula diatómica es una molécula que contiene dos átomos. Ciertos elementos o existen como átomos simples; siempre aparecen como pares.
ESTO NO SUCEDE cuando los átomos se convierten en iones
Moléculas Diatómicas
HidrógenoNitrógenoOxígenoFlúorCloroBromoIodo
Recuerde:HONClBrIF
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C
NCl
F
OSB
P
I
H
Si
SeXe
O3Dibuje la estructura de Lewis y úsela para determinar el número RPECV
Para el átomo central de oxígeno:Electrones compartidos = 3
Enlaces compartidos = 2Electrones desapareados = 1
El número RPECV es 3 2 1
O
O
O
Slide for Answer
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Considere la estructura de Lewis para el ozono, O3:
Es de esperar que el doble enlace tenga una longitud menor que el enlace simple.
Sin embargo, la verdadera estructura observada en la capa de ozono muestra que los dos enlaces O-O tienen la misma longitud. ¿Cómo puede ser esto?
Resonancia
O
OO
O
O
O
[*]
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Una molécula, como el ozono, no se puede representar con una estructura de Lewis. Por lo tanto usaremos múltiples estructuras, llamadas estructuras de resonancia.
El Ozono tiene dos estructuras de resonancia.
Resonancia
O
O
OO
O
O
[*]
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ResonanciaLa actual molécula de ozono es una sintesis de estas dos estructuras de resonancia.
La longitud del enlace entre dos átomos exteriores de Oxígeno, se encuentran entre la longitud del simple y del doble enlace.
O
O
OO
O
O
Resonancestructure
Resonancestructure
Ozone molecule
[*]
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Resonance
El ión nitrato, NO31- tambien requiere de estructuras resonantes para
explicar su enlace covalente.
Hay tres estructuras de resonancia para el ión nitrato:
[*]
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Dibuje los puntos de la estructura de Lewis para el SO3:
Estructura de Lewis
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18 ¿Cuántas estructuras de resonancia pueden dibujarse para el ión carbonato, CO3
2- ?
A 1B 2C 3D 4E 5
[*]
F No se como responder esto.
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La molécula de benceno es un hexágono regular de átomos de carbono con un átomo de hidrógeno enlazado a cada uno. hay dos estructuras resonantes para el benceno.
Benceno
El benceno, C6H6, se obtiene de la destilación de combustibles fósiles. Mas de 4 billones de libras de benceno se producen anualmente en los EE. UU. Debido a que el benceno es cancerígeno, su uso está muy regulado.
[*]
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Electrones Localizados vs. DeslocalizadosEn verdad, los pares de electrones compartidos no siempre permanecen entre los átomos de C adyacentes. Ellos no están localizados .
En cambio se dice que los electrones están deslocalizados, lo que significa que pueden moverse alrededor de los 6 átomos del anillo de Carbono .
El benceno es comunmente descrito con un hexágono con un círculo interior para indicar los electrones deslocalizados en el anillo...hablaremos de esto más adelante, al finalizar el año cuando estudiemos química orgánica.
<--> or
[*]
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Excepciones a la Regla del Octeto
Hay tres tipos de iones o moléculas que no siguen la regla del octeto:
1. Iones o moléculas con un número impar de electrones
2. Iones o moléculas con menos de un octeto
3. Iones o moléculas con mas de ocho electrones de valencia. (un octeto expandido)
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Aunque es relativamente poco frecuente, y pueden ser bastante inestables y reactivas hay iones y moléculas con un número impar de electrones.
NO es un ejemplo:
Excepcion 1: Número impar de Electrones
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Excepción 2: Menos de Ocho Electrones
El Berillio (Be) - Este metal se presenta para formar compuestos moleculares, en vez de compuestos iónicos, como se esperaba, solo necesita 4 electrones para ser estable
Boro (B) - Solo necesita 6 electrones para ser estable
Memorize estas excepciones
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La unica forma en que existe el PCl5 es si el Fósforo tiene 10 electrones alrededor de el.
Esto es conocido como octeto expandido
A los átomos que se encuentran en el tercer nivel de energía o más, se les permite expandir su octeto a 10 o 12 electrones.
Los orbitales d en estos átomos participan en la unión, lo que permite el octeto expandido.
Excepción 3: Octeto Expandido
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¿Cuántos electrones tienen los átomos centrales a su alrededor?
Excepción 3: Octeto Expandido
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Dibuje la estructura de puntos de Lewis para el Pentacloruro de Fósforo, PCl5:
Excepciones a la Regla del Octeto
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Dibuje la estructura de puntos de Lewis para el Tetrafluouro de Xenón , XeF4.
Excepciones a la Regla del Octeto
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Excepciones a la Regla del Octeto
Dibuje la estructura de puntos de Lewis para el Trifluoruro de Boro , BF3:
Slide 84 / 123
Dibuje la estructura de puntos de Lewis para el Tricloruro de Iodo, ICl3.
Excepciones a la Regla del Octeto
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RPECV y la Predicción de la forma de la Molécula
Según la teoría RPECV, la repulsión entre los pares de electrones causan las formas moleculares de manera que los pares de electrones de valencia estén lo mas lejos posible.
La forma de la molécula juega un papel muy importante en la determinación de las propiedades físicas y químicas.
Para determinar la forma de una molécula, es decir su geometría molecular, primero debemos determinar la geometría del electrón de enlace.
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Recuerda:
Los electrones de enlace son compartidos de a pares o pares de electrones solitarios
Los enlaces de unión son simples, dobles o triples.
Cada par de electrones que no esta involucrado en enlaces cuenta como par solitario.
Para determinar la geometría del enlace de los electrones, mira el primer número y usa la siguiente tabla...
¿Cómo la teoría RPECV ayuda a predecir las Formas de las Moléculas?
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Geometría del electrón de dominio
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Geometría de Enlace del Electrón (GEE)
La GEE (2,3,4,5,or 6) nos da la forma de la molécula, como se muestra aquí.
Sin embargo los enlaces pueden no ser compartidos
La geometría molecular nos dice en general,en si hay un enlace o pares de electrones solitarios presentes
Veamos mas de cerca..
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Geometría de Enlace Lineal
Lineal
Dos átomos alrededor de uno cetralpueden formar un enlace lineal formando un
ángulo de 180°
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Geometría Molecular Lineal
Solo hay una geometría molecular para enlaces lineales; la geometría molecular (220)
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Geometría de Enlace Triangular Plana
triangular plana
Tres átomos alrededor de uno central formando una figura triangular plana, formando ángulos de 120° con átomo central
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Geometría de Enlace Triangular Plana
Hay dos tipos de geometría molecular:· Triangular plana, si el electrón de enlace está compartido (330)
· Bent, Si uno de los enlaces no es un par compartido (321)
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triangular plana(330)
bent(321)
Geometría de Enlace Triangular Plana
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Geometría de Enlace Tetraédrica
Cuatro átomos alrededor de uno central formando un tetraedro con ángulos de 109,5°
tetraedro
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Geometría de Enlace Tetraédrica
Hay tres geometrías moleculares:Tetraédrica, si todos los pares de electrones están enlazados
(440)Trigonal piramidal, si hay un par no esta enlazado (431)
Bent, Si hay dos pares de enlazados(422)
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Geometría de Enlace Tetraédrica
tetraédrica (440)
triangular piramidal(431)
bent (422)
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Cinco átomos alrededor de uno central forman una bipirámie triangular con átomos de 90° y 120°
Bipirámide triangular
Geometría de Enlace Triangular Bipiramidal
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Geometría de Enlace Triangular Bipiramidal
Bipirámide trigonal
Balancín
En forma de T
Lineal
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Triangular Bipiramidal
(550)Balancín
(541)En forma de T
(532)Lineal (523)
Geometría de Enlace Triangular Bipiramidal Hay cuatro geometrías moleculares para los enlaces triangulares
bipiramidales:
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Seis átomos alrededor de uno central forman un octaedro con ángulos de 90°
octaedro
Geometría de enlace Octaédrica
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Geometría de enlace Octaédrica
Cuadada Plana
Octaédrica
Pirámide Cuadrada
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Octaedro (660)
Pirámide Cuadrada
(651)
Cuadrada Plana (642)
Geometría de enlace Octaédrica
Solo hay tres geometrías moleculares para la geometría de enlace octaédrica:
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Números RPECV y la Geometría Molecular
Usado los números RPECVpodemos determinar la geometría molecular
Los números RPECV son un conjunto de tres números.
1) El número total de enlaces
2) el número de enlaces compartidos
3) el número de pares de electrones desapareados
La geometria de enlace se nombra como la primera forma que toma.
(*Recuerde que los enlaces múltiples cuentan como uno solo)
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Dibuje la estructura de Lewis para el Amoníaco NH3.
¿Cuáles son los números RPECV para el NH3?
¿Cuál es la geometría de enlace del NH3?
¿Cuál es la forma de la molécula de NH3?
Los Números RPECV y la Geometría Molecular
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Dibuje la estructura de Lewis para el ClF3. NOTA Aquellas moléculas que contienen SOLAMENTE halógenos usualmete violan a regla del octeto.
¿Cuáles son los números RPECV para el ClF3?
5,3,2
¿Cuál es la geometría de enlace del ClF3?trigonal
bipyramidal
¿Cuál es la forma de la molécula de ClF3?T-shape
Los Números RPECV y la Geometría Molecular
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19 ¿Qué geometría tiene la molécula de metano (CH4) ?
A linealB triangular bipiramidal
C triangular planal
D tetraédrica
E No sé como responder esto.
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20 Diga el número RPECV para esta molécula.[*]
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21 Diga el número RPECV para esta molécula.
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22 Diga el número RPECV para esta molécula.
F Xe F
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23 ¿Qué compuesto de los mostrados abajo contiene un átomo rodeado por mas de ocho electrones?
A PF5
B CH4
C NBr3
D OF2
[*]
E No sé como responder esto.
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Polaridad de EnlacesAunque a menudo los átomos se forman con electrones compartidos, estos no siempre son compartidas por igual En un enlace covalente, un átomo tiene mayor capacidad de tirar del par compartido por él.
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Polaridad de Enlaces
Átomos idénticos tienen una diferncia de electronegatividad igual a CERO. El resultado es un enlace NO POLAR
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Enlaces y Electronegatividades
Tipo de enlace
covalente apolar
covalente polar
Iónico
Diferencia de electronegatividad
muy pequeña o cero
aprox 0.2 a 1.6
aprox 1.7 (entre metal y no metal)
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Por lo tanto, el Flúor tiene más densidad de electrones que el Hidrógeno.
Polaridad de Enlaces
H F
Usamos el simbolo para designar un dipolo (2 polos). El signo "+" está en el extremo positivo de la molécula y la flecha apunta al extremo más negativo
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Polaridad de Enlaces
Compuesto Longitud de Diferencia de Momento Enlace (A0) Electronegatividad Dipolar (D)
HF 0.92 1.9 1.82HCl 1.27 0.9 1.08HBr 1.41 0.7 0.82HI 1.61 0.4 0.44
Longitudes de Enlace, Diferencia de Electronegatividads y Momentos Dipolares de los
Haluros de Hidrógeno
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Pero solo porque una molécula posee enlaces polares no significa que toda la molécula sea polar.
Polaridad de Moléculas
Por ej, en el caso del CO2:
El enlace polar se muestra como un dipoloThe polar bond is shown as a dipole, La flecha apunta hacia el átomo mas negativo. los
dipolos se suman como vectores.
[*]
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Polaridad de Moléculas
Mediante la suma de los dipolos de enlace individuales, podemos determinar el momento dipolar total de la molécula.
Para que una molécula sea polar, se necesita a) que contenga uno o mas dipolos Y b) Que tenga los enlaces organizados asimétricamente
[*]
En otras palabras si los dipolos son simétricos se cancelan unos con otros
y la molécula será NO POLAR.
Muchas moléculas con pares de electrones solitaios serán POLARES
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Estos son algunos ejemplos de mol´reculas polares y no polares. ¿Cuáles son sus números RPECV?
Polaridad de Moléculas
330, nonpolar
440, nonpolar
440, polar
431, polar110(?), polar
Slide for Answer
Slide for Answer Slide for Answer
Slide for AnswerSlide for Answer
[*]
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24 ¿Cuáles de las siguientes son moléculas polares?
A a, bB a, b, cC a, cD a, c, dE c, e
[*]
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25 H2O es
A Monóxido de Hidrógeno
B Monóxido de Dihidrógeno
C Óxido de Hidrógeno
D Dióxido de Hidrógeno
E No sé como responder esto.
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