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Enlace Qu

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* * * * * * * * * * * * * * * * * * * * Mol culas en las que el tomo central tiene uno o mas pares de electrones libres Par libre/par libre par libre/par ... – PowerPoint PPT presentation

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Title: 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.

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

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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
  • 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.

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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
Molécula Estructura de Lewis No. de regiones de alta densidad
BeH2 2
PH5 5
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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
Molécula Estructura de Lewis No. de regiones de alta densidad
BH3 3
CO2 2
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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.

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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
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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
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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!

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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
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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
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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
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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
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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

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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
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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de repulsión de pares de electrones de la capa de
valencia
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