Enlaces Covalentes y Compuestos Moleculares

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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 es
Esta forma de ibuprofeno
aproximadamente 100 veces mas prácticamente no tiene efecto
efectiva para el alivio del dolor
antiinflamatorio.
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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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!
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.
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Enlaces Químicos
Hay tres tipos básicos de enlaces:
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)
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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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Enlace Iónico vs. Enlace Covalente
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
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 NO3D N4O2
E No sé como responder esto..
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6
SO3 es
A Sulfato
B 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 Fosfato
E No sé como responder esto.
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Estructura de Lewis
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.
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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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La Regla del Octeto
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).
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-
Slide 23 / 123
¿Cómo se representan los
electrones compartidos?
Dos átomos unidos mediante el intercambio de un par
de electrones están unidos por un enlace covalente.
H
Átomo de
Hidrógeno
+
Pares de
electrones
compartido
H H s
H
Átomo de
Hidrógeno
1s
H
H
1s
Molécula
de H
Molécula
de Hidrógeno
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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
Átomo de
Hidrógeno
+
Pares de
electrones
compartido
H H s
H
Átomo de
Hidrógeno
1s
H
H
1s
Molécula
de H
Molécula
de Hidrógeno
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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.
H H
Pares de
electrones
compartido
s
Molécula de
Hidrógeno
H
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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Enlace Covalente Simple
Los halógenos forman un enlace covalente simple en sus moléculas
diatómicas.
El Flúor es un ejemplo
F
+
átomo de
Fluor
1s
F
F
-->
OR
F
F
Molécula
de Fluor
Átomo
de Fluor
2s
F
2p
Molécula
de Fluor
1s
2s
2p
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Estructura de Lewis del H2O
En una molécula de agua, cada átomo de hidrógeno y oxígeno
alcanzan la cofiguracion del gas noble por compartir electrones.
La molécula de agua tiene dos pares de electrones no compartidos.
2H
+
Átomos
de
Hidrógen
2s
1s o
O
-->
O
H
H
Átomo
de
Oxígeno
o
O
H
H
Molécula
de agua
2p
O
1s
H
1s
H
Molécula
de agua
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Estructura de Lewis del NH3
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.
H
H
3H
+
Átomo de
Hidrógeno
1s
N
-->
H
Átomo de
Nitrógeno
2s
N
H
Molécula
de
amonio
o
N
H
2p
N
Molécula
de amonio
1s
1s
H
H
1s
H
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Slide 31 / 123
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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Dibujando la Estructura de Lewis
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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Dibujando la Estructura de Lewis
NH3
En primer lugar, encuentra el
número total de electrones de
valencia en el ión politómico o en
la molécula.
El átomo de N tiene 5
electrones de valencia
Si es un anión, se agregan
electrones por cada carga
negativa.
Cada uno de los tres átomos
de H tiene 1, por lo que el
número total de electrones de
valencia es:
Si es un catión se le extrae un
electrón por cada carga positiva
y
5 + 3(1) = 8
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Dibujando la Estructura de Lewis
NH3
El átomo central es el elemento
menos electronegativo
(excluyendo el hidrógeno
porque tiene solamente un
enlace)
El H nunca puede ser el átomo
central, entonces será el N
Se conectan los otros átomos a
él, con un simple enlace
los enlaces simples se muestran
con una línea simple
Los átomos de H rodearan al de N
.
H N H
H
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Dibujando la Estructura de Lewis
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?
H N H
H
Cada H ya tiene dos electrones
pero tenemos que añadir
electrones a N para llegar a 8.
H N H
H
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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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Número RPECV
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.
Pueden ser compartidos electrones libres o pares de
electrones
Los enlaces múltiples (doble o triple enlace) Cuentan
como un solo electrón compartido
Slide 38 / 123
Número RPECV
3. El segundo dígito del Número RPECV es el número total de
uniones alrededor del átomo central .
Las uniones pueden ser: simple, doble o triple enlace:
4. El tercer dígito del Número RPECV es el número total de
pares solitarios de electrones alrededor el átomo central.
Cada par de electrones que no están involucrados en enlaces
cuentan como un par solitario.
5. Revisa tu trabajo - el primer dígito es igual a la suma del
segundo y del tercero.
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F
H
N
Cl
C
P
Si
O
S
B
Se
Xe
I
CH4
Dibuja la estructura de Lewis y úsala
para determinar el número RPECV
H for Answer
Slide
H
C
H
H
Asegúrese de que cada átomo tenga la
capa externa llena. Ahora calcule el número
RPECV .
Electrones compartidos = 4
Enlaces compartidos = 4
Pares de electrones solitarios = 0
El número RPECV es 4 4 0
Slide 40 / 123
F
H
N
Cl
C
P
Si
O
S
B
Se
Xe
I
NF3
Dibuje la estructura de Lewis y úsela para
determinar el número RPECV
F
F Slide
N for Answer
F
Asegúrese de que cada átomo tenga la
capa externa llena. Ahora calcule el
número RPECV .
Electrones compartidos = 4
Enlaces compartidos = 3
Pares de electrones solitarios = 1
El número RPECV . es 4 3 1
Slide 41 / 123
F
H
N
Cl
C
P
Si
O
S
B
Se
Xe
I
SiF4
Dibuje la estructura de Lewis y úsela para
determinar el número RPECV
SlideFfor Answer
F
Si
F
F
Asegúrese de que cada átomo tenga la
capa externa llena. Ahora calcule el
número RPECV .
Electrones compartidos = 4
Enlaces compartidos = 4
Pares de electrones solitarios = 0
El número RPECV . es 4 4 0
Slide 42 / 123
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
Slide 43 / 123
F
H
N
Cl
C
P
Si
O
S
B
Se
Xe
I
PO4
3-
Dibuje la estructura de Lewis y úsela para
determinar el número RPECV
Slide O
for Answer
O
P
O
O
Asegúrese de que cada átomo tenga la
capa externa llena. Ahora calcule el
número RPECV .
Electrones compartidos = 4
Enlaces compartidos = 4
Par de electrones solitarios = 0
IEl número RPECV . es 4 4 0
Slide 44 / 123
Estructura de Lewis
Dibuje la estructura de puntos de Lewis para el ión sulfato, SO4 2-
Slide 45 / 123
Estructura de Lewis
Dibuje la estructura de puntos de Lewis para el ión Hidronio, H3O+
Slide 46 / 123
F
H
N
Cl
C
P
Si
O
S
B
Se
Xe
I
CO2
Dibuje la estructura de Lewis y úsela para
determinar el número RPECV
Slide for Answer
O
C
O
¡ Nos quedamos sin electrones,
pero el carbono no tiene un octeto
todavía!
¿y ahora qué?
Slide 47 / 123
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
Slide 48 / 123
Enlaces Covalentes Dobles y Triples
Dióxido de Carbono , CO2
1. Determina el N° de electrones de valencia.
1 (4) + 2 (6) = 16 e2. Forma un enlace simple.
O
C
O
Esto muestra 12 electrones, es
decir, 6 pares
3. Coloca los pares solitarios del oxígeno, formando 8.
O
C
O
Slide 49 / 123
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
O
C
O
Slide 50 / 123
Longitud de los Enlaces Covalentes
Slide 51 / 123
Energía de los Enlaces Covalentes
Bond Type
Bond Energy
Bond Type
Bond Energy
C
C
348 kJ
N
N
163 kJ
C
C
614 kJ
N
N
418 kJ
C
C
839 kJ
N
N
941 kJ
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
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Energías de los Enlaces Covalentes
Slide 53 / 123
Comparación de Enlaces Covalentes
Tipo de
enlace
Electrón
compartid
2
4
6
Fuerza
de enlace
débil
intermedia
fuerte
Longitud
de enlace
largo
intermedio
corto
Slide 54 / 123
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
Slide 55 / 123
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
Slide 56 / 123
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
Slide 57 / 123
15
¿Cuántos electrones comparten dos átomos
para crear un enlace simple?
Slide 58 / 123
16
¿Cuántos electrones comparten dos átomos
para crear un enlace doble?
Slide 59 / 123
17
¿Cuántos electrones comparten dos átomos
para crear un enlace triple?
Slide 60 / 123
Escribiendo la Estructura de Lewis
Si te quedas sin electrones antes que el átomo central
tenga un octeto……forma enlaces múltiples hasta que
lo haga.
Slide 61 / 123
Unión del O2
Molécula de Oxígeno
O
+
átomo de
Oxígeno
1s
O -->
Átomo de
Oxígeno
2s
O
O
o
O
O
Molécula de
Oxígeno
2p
Oxygen
molecule
O
O
1s
2s
2p
Slide 62 / 123
F
H
N
Cl
C
P
Si
O
S
B
Se
Xe
I
CO
Dibuja la estructura de Lewis y úsala para
determinar el número RPECV
Slide for Answer
C
O
El Carbono tiene menos electronegatividad,
por lo que lo consideramos como el "átomo
central"...
Electrones compartidos = 2
Enlaces compartidos = 1
Electrones desapareados = 1
El número RPECV es 2 1 1
Slide 63 / 123
Enlaces Covalentes Coordinados
Slide 64 / 123
Enlaces Covalentes Coordinados
En el Monónido Carbono, el Oxígeno alcanza una
configuración estable, pero el Carbono, no
C
+
Átomo de
Carbono
1s
O
C
-->
Monóxido
de Carbono
Átomo de
Oxígeno
2s
O
2p
C
O
1s
2s
2p
Molécula de
monóxido de C
Slide 65 / 123
Enlaces Covalentes Coordinados
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.
Slide 66 / 123
F
H
N
Cl
C
P
Si
O
S
B
Se
Xe
I
F2
Dibuje la estructura de Lewis y úsela para
determinar el número RPECV
Slide for Answer
F
F
Electrones compartidos = 4
Enlaces compartidos = 1
Electrones desapareados = 3
El número RPECV es 4 1 3
Slide 67 / 123
Moléculas Diatómicas
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
Recuerde:
HONClBrIF
Hidrógeno
Nitrógeno
Oxígeno
Flúor
Cloro
Bromo
Iodo
Slide 68 / 123
Slide for Answer
O
O
O
F
H
N
Cl
C
P
Si
O
S
B
Se
Xe
I
O3
Dibuje la estructura de Lewis y úsela para
determinar el número RPECV
Para el átomo central de oxígeno:
Electrones compartidos = 3
Enlaces compartidos = 2
Electrones desapareados = 1
El número RPECV es 3 2 1
Slide 69 / 123
[*]
Resonancia
Considere la estructura de Lewis para el ozono, O3:
O
O
O
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?
O
O
O
Slide 70 / 123
[*]
Resonancia
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.
O
O
O
O
O
O
Slide 71 / 123
Resonancia
[*]
La 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.
Resonance
structure
Resonance
structure
O
O
O
O
O
Ozone molecule
O
Slide 72 / 123
[*]
Resonance
El ión nitrato, NO31- tambien requiere de estructuras resonantes para
explicar su enlace covalente.
Hay tres estructuras de resonancia para el ión nitrato:
Slide 73 / 123
Estructura de Lewis
Dibuje los puntos de la estructura de Lewis para el SO3:
Slide 74 / 123
[*]
18
¿Cuántas estructuras de resonancia pueden
dibujarse para el ión carbonato, CO32- ?
A 1
B 2
C 3
D 4
E 5
F
No se como responder esto.
Slide 75 / 123
[*]
Benceno
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.
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.
Slide 76 / 123
[*] Electrones
Localizados vs. Deslocalizados
En 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 .
<-->
or
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.
Slide 77 / 123
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)
Slide 78 / 123
Excepcion 1: Número impar de Electrones
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:
Slide 79 / 123
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
Slide 80 / 123
Excepción 3: Octeto Expandido
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.
Slide 81 / 123
Excepción 3: Octeto Expandido
¿Cuántos electrones tienen los átomos centrales a su
alrededor?
Slide 82 / 123
Excepciones a la Regla del Octeto
Dibuje la estructura de puntos de Lewis para el
Pentacloruro de Fósforo, PCl5:
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Excepciones a la Regla del Octeto
Dibuje la estructura de puntos de Lewis para el Tetrafluouro de
Xenón , XeF4.
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Excepciones a la Regla del Octeto
Dibuje la estructura de puntos de Lewis para el Trifluoruro de
Boro , BF3:
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Excepciones a la Regla del Octeto
Dibuje la estructura de puntos de Lewis para el Tricloruro de
Iodo, ICl3.
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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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¿Cómo la teoría RPECV ayuda a
predecir las Formas de las Moléculas?
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...
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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
Dos átomos alrededor de uno cetral
pueden formar un enlace lineal formando un
ángulo de 180°
Lineal
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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
Tres átomos alrededor de uno central formando una figura
triangular plana, formando ángulos de 120° con átomo central
triangular plana
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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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Geometría de Enlace Triangular Plana
triangular plana
(330)
bent
(321)
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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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Geometría de Enlace Triangular Bipiramidal
Cinco átomos alrededor de uno central forman una bipirámie
triangular con átomos de 90° y 120°
Bipirámide triangular
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Geometría de Enlace Triangular Bipiramidal
Bipirámide
trigonal
Balancín
En forma de T
Lineal
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Geometría de Enlace Triangular Bipiramidal
Hay cuatro geometrías moleculares para los enlaces triangulares
bipiramidales:
Triangular
Bipiramidal
(550)
Balancín
(541)
En forma de T
(532)
Lineal
(523)
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Geometría de enlace Octaédrica
Seis átomos alrededor de uno central forman un octaedro con
ángulos de 90°
octaedro
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Geometría de enlace Octaédrica
Octaédrica
Pirámide
Cuadrada
Cuadada
Plana
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Geometría de enlace Octaédrica
Solo hay tres geometrías moleculares para la geometría de
enlace octaédrica:
Octaedro
(660)
Pirámide
Cuadrada
(651)
Cuadrada
Plana
(642)
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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
(*Recuerde que los enlaces
múltiples cuentan como uno
solo)
La geometria de enlace se nombra como la primera forma que toma.
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Los Números RPECV y la Geometría
Molecular
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?
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Los Números RPECV y la Geometría
Molecular
Dibuje la estructura de Lewis para el ClF3. NOTA Aquellas moléculas
que contienen SOLAMENTE halógenos usualmete violan a regla del
octeto.
Slide for
Answer
¿Cuáles son los números RPECV para el ClF3?
5,3,2
¿Cuál es la geometría de enlace del ClF3?
¿Cuál es la forma de la molécula de ClF3?
trigonal
bipyramidal
T-shape
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19
¿Qué geometría tiene la molécula de metano (CH4) ?
A lineal
B 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.
Slide 109 / 123
21
Diga el número RPECV para esta molécula.
Slide 110 / 123
22
F
Diga el número RPECV para esta molécula.
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 Enlaces
Aunque 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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Polaridad de Enlaces
Por lo tanto, el Flúor tiene más densidad de electrones que el
Hidrógeno.
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
Longitudes de Enlace, Diferencia de
Electronegatividads y Momentos Dipolares de los
Haluros de Hidrógeno
Compuesto
HF
HCl
HBr
HI
Longitud de
Enlace (A0)
0.92
1.27
1.41
1.61
Diferencia de
Momento
Electronegatividad
Dipolar (D)
1.9
0.9
0.7
0.4
1.82
1.08
0.82
0.44
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[*]
Polaridad de Moléculas
Pero solo porque una molécula posee enlaces polares no
significa que toda la molécula sea polar.
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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[*]
Polaridad de Moléculas
Estos son algunos ejemplos de mol´reculas polares y no polares.
¿Cuáles son sus números RPECV?
Slide
for Answer
110(?),
polar
431, polar
Slide for Answer
440, nonpolar
Slide
for Answer
330,for
nonpolar
Slide
Answer
440, polar
Slide
for Answer
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[*]
24
¿Cuáles de las siguientes son moléculas
polares?
A
a, b
B
C
D
a, b, c
a, c
a, c, d
E
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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