unidad 4 - enlace quimico ii.pdf
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M. Sc. Christian Jacinto H.
ENLACE QUÍMICO - II
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Enlace Covalente
• En un enlace covalente los átomos “comparten” electrones.
• Generalmente se da entre elementos no metálicos de alto potencial de ionización.
• La diferencia de electronegatividad es menor a 1,7
F F+
7e- 7e-
F F
8e- 8e-
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Enlace CovalenteNormal
Coordinado
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Enlace Covalente
No polar
Polar
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8e-
H HO+ + OH H O HHor
2e- 2e-
Estructura de Lewis del agua
Doble enlace: dos átomos comparten dos pares de electrones
enlace covalente sencillo
O C O o O C O
8e- 8e-8e-
enlace dobleenlace doble
Triple enlace: dos átomos comparten tres pares de electrones
N N
8e- 8e-
N N enlace triple
enlace triple
o
9.4
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Longitud y Energía de Enlace
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Estructuras de Lewis
• Los átomos de H son siempre átomos terminales.
• Los átomos centrales suelen ser los de menor electronegatividad.
• Los átomos de C son casi siempre átomos centrales.
• Las estructuras suelen ser compactas y simétricas.
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Estructuras de Lewis
Caso 1: Moléculas diatómicas con elemento H o halógeno que no es el átomo central. Ejem:- NH3 - H2O - CCl4 - BCl3 !!!
- PCl3 - PCl5 - SF4 - SF6
- XeF2 - XeF4 - NH4+ - BF4-
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Estructuras de Lewis
Caso 2: No cumplen el caso anterior. Determinando los números de enlaces.
- O : electrones totales del octeto. - V : electrones totales de valencia + electrones
ganados o perdidos según la carga. - E : Número de enlaces
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Estructuras de Lewis
• Ejemplos:
- HNO3 - H2CO3 - H2SO4 - HClO4 !!!
- NO3- - SO2 - SO3 - O3
- ClO3- - CO32- - NO2 - N2O5
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Resonancia
• No son diferentes tipos de moléculas, solo hay un tipo.
• Las estructuras son equivalentes. • Sólo difieren en la distribución de los
electrones, no de los átomos. • Las especies que presentan resonancia tienen
mayor estabilidad termodinámica.
OOO
OO
O
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El Modelo de RPENV
• Modelo de la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia.
• El mejor acomodo de un número dado de pares de electrones es el que minimiza las repulsiones entre ellos.
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AB22 0
Clase
# de átomos enlazados al
átomo central
# de pares libres en átomo central
Distribución de pares de
electrones
Geometría molecular
lineal lineal
B B
Cl ClBe
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Clase
# de átomos enlazados al
átomo central
# de pares libres en átomo central
Distribución de pares de
electrones
Geometría molecular
AB3 3 0
trigonal plana trigonal plana
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Clase
# de átomos enlazados al
átomo central
# de pares libres en átomo central
Distribución de pares de
electrones
Geometría molecular
AB4 4 0 tetraédrica tetraédrica
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Clase
# de átomos enlazados al
átomo central
# de pares libres en átomo central
Distribución de pares de
electrones
Geometría molecular
AB5 5 0bipiramidal
trigonal bipiramidal
trigonal
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Clase
# de átomos enlazados al
átomo central
# de pares libres en átomo central
Distribución de pares de
electrones
Geometría molecular
AB6 6 0 octaédricaoctaédrica
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Par enlazante contra Repulsión par enlazante
pares libres contra repulsión
de pares libres
Pares libres contra Repulsión par enlazante
> >
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Clase
# de átomos enlazados al
átomo central
# de pares libres en átomo central
Distribución de pares de
electrones
Geometría molecular
RPECV
AB3 3 0trigonal plana trigonal plana
AB2E 2 1trigonal plana
angular
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Clase
# de átomos enlazados al
átomo central
# de pares libres en átomo central
Distribución de pares de
electrones
Geometría molecular
RPECV
AB3E 3 1
AB4 4 0 tetraédrica tetraédrica
tetraédricapiramidal trigonal
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Clase
# de átomos enlazados al
átomo central
# de pares libres en átomo central
Distribución de pares de
electrones
Geometría molecular
RPECV
AB4 4 0 tetraédrica tetraédrica
AB3E 3 1 tetraédricapiramidal trigonal
AB2E2 2 2 tetraédrica angular
H
O
H
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Clase
# de átomos enlazados al
átomo central
# de pares libres en átomo central
Distribución de pares de
electrones
Geometría molecular
RPECV
AB5 5 0bipiramidal
trigonal bipiramidal
trigonal
AB4E 4 1 bipiramidal trigonal
tetraedro distorcionado
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Clase
# de átomos enlazados al
átomo central
# de pares libres en átomo central
Distribución de pares de
electrones
Geometría molecular
RPECV
AB5 5 0bipiramidal trigonal
bipiramidal trigonal
AB4E 4 1bipiramidal trigonal
tetraedro distorcionado
AB3E2 3 2bipiramidal trigonal forma - T
ClF
F
F
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Clase
# de átomos enlazados al
átomo central
# de pares libres en átomo central
Distribución de pares de
electrones
Geometría molecular
RPECV
AB5 5 0bipiramidal trigonal
bipiramidal trigonal
AB4E 4 1bipiramidal trigonal
tetraedro distorcionado
AB3E2 3 2bipiramidal trigonal forma - T
AB2E3 2 3bipiramidal trigonal lineal
I
I
I
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Clase
# de átomos enlazados al
átomo central
# de pares libres en átomo central
Distribución de pares de
electrones
Geometría molecular
RPECV
AB6 6 0 octaédricaoctaédrica
AB5E 5 1 octaédricapiramidal cuadrada
Br
F F
FF
F
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Clase
# de átomos enlazados al
átomo central
# de pares libres en átomo central
Distribución de pares de
electrones
Geometría molecular
RPECV
AB6 6 0 octaédricaoctaédrica
AB5E 5 1 octaédricapiramidal cuadrada
AB4E2 4 2 octaédricacuadrada
plana
Xe
F F
FF
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Cómo predecir la Geometría Molecular
1. Dibuje la estructura de Lewis para la molécula.
2. Cuente el número de pares libres en el átomo central y número de átomos enlazados al átomo central.
3. Use RPECV para predecir la geometría de la molécula.¿Cuáles son las geometrías moleculares de SO2 y SF4?
SO O
AB2E S
F
F
F F
AB4E
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Practiquemos
De la geometría molecular de:• NF3, BF3, ClF3
• SiF4, SF4, XeF4
• ClO2-
• SO3
• PCl3
• BH4-
• SO32-
• ICl3
• CO32-
• SCl2
• ClO3-
• PF6-
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Polaridad Molecular• Para determinar si una molécula es polar,
necesitamos conocer dos cosas: 1- La polaridad de los enlaces de la molécula. 2- La geometría molecular
CO2H2O
Momento dipolar = 0
Momento dipolar ≠0
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Polaridad Molecular
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Si hay pares de e- no enlazantes la
molécula es polar.
Si no existen pares de e- no enlazantes y los átomos, que rodean al átomo
central, son iguales, la molécula es no polar.
Basta que uno de los átomos sea diferente y la molécula es polarNo polar No polar
Polar
Polaridad Molecular
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Polaridad Molecular
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Traslape de Orbitales
Formación del H2
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Traslape de Orbitales
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Traslape de OrbitalesDibuje los diagramas de orbitales:
Solapamiento de orbitales:
Describa la estructura: pirámide trigonal.
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Hibridación• Mezcla de dos o más orbitales atómicos para formar un nuevo
conjunto de orbitales híbridos.
1. Mezclar por lo menos dos orbitales atómicos no equivalentes (por ejemplo s y p). Los orbitales híbridos tienen forma muy diferente de los orbitales atómicos originales.
2. El número de orbitales híbridos es igual al número de orbitales atómicos puros usados en el proceso de hibridación.
3. Los enlaces covalentes se forman por:
a. Solapamiento de orbitales híbridos con orbitales atómicos
b. Solapamiento de orbitales híbridos con otros orbitales híbridos
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Teoría del enlace valencia y NH3
N – 1s22s22p3
3 H – 1s1
Si los enlaces forman el traslape de orbitales 3 2p en el nitrógeno con el orbital 1s en cada átomo de hidrógeno, ¿cuál sería la geometría molecular de NH3?
Si usa los orbitales 3 2p predice 900
H-N-H el ángulo real de enlace es 107.30
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Hibridación sp
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Hibridación sp2
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Hibridación sp3
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