Enlace Qu

1
Enlace Químico
2
Enlaces y Moléculas
3
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.

4
Formación de un Cristal
5
Clasificación de enlaces
0 --- 0.4 --- lt 1.7 -- gt Iónico
Cov. No-polar
Cov. polar
6
Enlace Iónico
7

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

8
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
9
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
10
Ejemplo de enlace iónico
Química
11
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.

12
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
13

• 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.

14
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)

15
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.

16
Función del calcio

• Además, el Ca2 es necesario para la contracción
  de los músculos y para el mantenimiento de un
  latido cardíaco normal.

17
Molécula de clorofila

• El ion magnesio (Mg2) forma parte de la molécula
  de clorofila, la cual atrapa la energía radiante
  del Sol en algunas algas y en las plantas verdes.

18
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.

19

• 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.

20
Regla del octeto
Al formar compuestos, los átomos ganan, pierden,
o comparten electrones para producir una
configuración electrónica estable caracterizada
por 8 electrones de valencia.

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

21
ejemplo
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
Se cumple la regla del octeto para el carbono y
fluor.
22
ejemplo
Es una práctica común representar un enlace
covalente por una linea. Así, se puede escribir
..
como
23
Ejemplos inorgánicos
Dióxido de carbono
Cianuro de hidrógeno
24
Ejemplos orgánicos
Etileno
Acetileno
25
Electronegatividad
La electronegatividad es una medida de la
habilidad de un elemento de atraer electrones
cuando esta enlazado a otro elemento.

• Un elemento electronegativo atrae electrones.
• Un elemento electropositivo libera electrones.

26
Escala de electronegatividad
La electronegatividad aumenta de izquierda a
derecha en la tabla periódica.
La electronegatividad disminuye al bajar en un
grupo.
27
Generalización

• Entre más grande sea la diferencia de
• Electronegatividad entre dos átomos enlazados
• más polar es el enlace.

HH
Enlaces no-polares conectan dos átomos de la
misma electronegatividad
28
Generalización

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

O
C
O
..
..
d
d-
d-
Los enlaces polares conectan átomosde diferente
electronegatividad
29
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
30

• 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
31
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
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
33
Enlace covalente dativo
34
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.

35
COMPUESTOS IÓNICOS 1. Son sólidos con punto de
fusión altos (por lo general, gt 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, lt 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.

36
Amoníaco
37
(No Transcript)
38
Dióxido de Carbono
Enlace covalente doble
39
(No Transcript)
40
Nitrógeno
Enlace covalente triple
41
Ácido Carbónico
42
Bicarbonato y Carbonato
43
Ácido Sulfúrico
44
Excepciones a Regla del Octeto
45
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.

46
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.

47
(No Transcript)
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

49
Fuerzas intermoleculares
50
Clasificación
51
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
52
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.

53

• Puente de hidrógeno

• 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.

54
(No Transcript)
55
(No Transcript)
56
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

57
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

58
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.

59
Enlace Covalente

• Una forma mas general es

60
Enlace Covalente

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

61
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)

62
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 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

63
Enlace Covalente

• Una forma grafica de mostrar los dos tipos de
  enlace es

64
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.

65
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

66
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.

67
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.

68
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

69
Enlace Covalente

• Reglas 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.

70
Enlace Covalente

• Uno 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)

71
Enlace Covalente
Carga formal del HNO3
OH
N
O
1
O
O
N
O
H
Número de oxidación N 5
O
1
-2
-1
HNO3
(32-) (1) 5
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
72
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
73
Enlace Covlaente
Ácido Nítrico
2s
OH
2p
N
O
O

O
O
O
OH
N
O
O
Hibridación sp2
Trigonal planar
74
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)

75
Enlace Covalente

1. 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.

76
Enlace Covalente

• El enlace covalente se forma cuando los átomos se
  unen compartiendo e- de la capa de valencia.
• H 1s1 H HH
• Li He2s1 Li
• Be He2s2 Be
• B He2s22p1 B
• C He2s22p2 C
• F He2s22p5 F FF
• Ne He2s22p6 Ne

77
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.

78
Enlace Covalente

• Enlaces covalentes múltiples

Molécula CO2
Molécula N2

• Orden de enlace número de pares de e- que
• contribuyen al enlace entre dos átomos.

79
Enlace Covalente
80
Enlace Covalente

• Algunos ejemplos a la excepción al Octeto son
• Moléculas deficientes de electrones (octeto
  incompleto )
• Moleculas hipervalentes (expansión del octeto)

81
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

82
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

83
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

84
Enlace Covalente

• Geometrias permitidas de acuerdo a la TRPECV

85
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

86
Enlace Covalente

• Reglas para la TRPECV
• El orden de las repulsiones son las siguientes
• Par solitario-par solitario gt par solitario-par
  enlazado gt 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.

87
Enlace Covalente

• Ejemplos a las reglas

88
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

89
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 gt PS-PE gt 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

90
Geometría Molecular
Modelo de repulsión RPECV
91
Geometría molecular
92
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
93
Modelo de rpecv
94
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

95
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

96
GEOMETRIA MOLECULARDISTRIBUCION DE LOS ÁTOMOS
EN EL ESPACIO
97
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.
98

• Moléculas en las que el átomo central tiene uno o
  mas pares de electrones libres
• Par libre/par libre gt par libre/par enlazante
• gt 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

99
AX3 SO3 , NO3- , CO2
AX2E SO2 , PbCl2
100
(No Transcript)
101
(No Transcript)
102
(No Transcript)
103
REVISION DE EJEMPLOS
104
Moléculas con pares libres sobre el átomo central

105
Tres posibles estructuras para I3-

106
Ejemplos de moléculas de gases nobles

107
Estructura de XeF4

108
RELACION ENTRE GEOMETRIA MOLECULAR Y MOMENTO
DIPOLAR
FORMULA GEOMETRIA MOLECULAR MOMENTO 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
109
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.

110
La forma de las moléculasUn vistazo a la teoría
de repulsión de pares de electrones de la capa de
valencia
Introducción
! Menor repulsión !
111
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.

112
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.

113
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
114
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
115
La forma de las moléculasUn vistazo a la teoría
de repulsión de pares de electrones de la capa de
valencia
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.

116
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
117
La forma de las moléculasUn vistazo a la teoría
de repulsión de pares de electrones de la capa de
valencia
Cuarta regla
El orden de repulsion para los pares de
electrones es el siguiente Par libre-Par libre gt
Par libre-Region de enlace gt Region de
enlace-Region de enlace
118
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!

119
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
120
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
121
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
122
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
123
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
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La forma de las moléculasUn vistazo a la teoría
de repulsión de pares de electrones de la capa de
valencia

• Ejercicios

125
La forma de las moléculasUn vistazo a la teoría
de repulsión de pares de electrones de la capa de
valencia
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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La forma de las moléculasUn vistazo a la teoría
de repulsión de pares de electrones de la capa de
valencia
Respuestas
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La forma de las moléculasUn vistazo a la teoría
de repulsión de pares de electrones de la capa de
valencia
Respuestas