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El Enlace Covalente. » Estructuras de Lewis: · Regla del Octete · Formas resonantes · Excepciones a la regla del octete » Geometría Molecular: · Teoría.

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Presentación del tema: "El Enlace Covalente. » Estructuras de Lewis: · Regla del Octete · Formas resonantes · Excepciones a la regla del octete » Geometría Molecular: · Teoría."— Transcripción de la presentación:

1 El Enlace Covalente. » Estructuras de Lewis: · Regla del Octete · Formas resonantes · Excepciones a la regla del octete » Geometría Molecular: · Teoría VSEPR » Polaridad de las Moléculas: · Enlaces covalentes polares y no polares · Moléculas polares y no polares » Orbitales Atómicos-Hibridación: · Orbitales híbridos · Enlaces sigma y pi

2 El Enlace Covalente. Forma molecular está determinada por: » Distancia de enlace o longitud de enlace Distancia en línea recta, entre los núcleos de los dos átomos enlazados. » Angulo de enlace Angulo formado entre dos enlaces que contienen un átomo en común. Forma molecular Energía de enlace Energía desprendida en la formación del enlace entre dos átomos en estado gas. Energía de disociación enlace = - Energía de enlace Formación de molécula

3 Los gases nobles presentan gran estabilidad química, y existen como moléculas mono-atómicas. Estructuras de Lewis e- de valencia He 2 Ne 8 Ar 8 Kr 8 Xe 8 Rn8 e- de valencia He 2 Ne 8 Ar 8 Kr 8 Xe 8 Rn8 Su configuración electrónica es muy estable y contiene 8 e- en la capa de valencia (excepto el He). La idea de enlace covalente fue sugerida en 1916 por G. N. Lewis: Los átomos pueden adquirir estructura de gas noble compartiendo electrones para formar un enlace de pares de electrones. G. N. Lewis

4 Estructuras de Lewis Molécula de Hidrógeno: H 2 Tipos de enlaces covalentes:

5 Estructuras de Lewis Enlace covalente vs Enlace iónico

6 Estructuras de Lewis » En el enlace sólo participan los electrones de valencia (los que se encuentran alojados en la última capa). Ej.: El enlace en la molécula de agua.

7 Estructuras de Lewis X Símbolos de Lewis: Son una representación gráfica para comprender donde están los electrones en un átomo, colocando los electrones de valencia como puntos alrededor del símbolo del elemento: v v

8 Estructuras de Lewis Regla del octeto: Los átomos se unen compartiendo electrones hasta conseguir completar la última capa con 8 e- (4 pares de e-) es decir conseguir la configuración de gas noble: s 2 p 6 Tipos de pares de electrones: 1- Pares de e- compartidos entre dos átomos (representado con una línea entre los at. unidos) · enlaces sencillos · enlaces dobles · enlaces triples 2- Pares de e- no compartidos (ó par solitario)

9 Estructuras de Lewis ¿Como se dibujan las estructuras de Lewis? 1- Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la molécula. Para un anión poliatómico se le añade un e- más por cada carga negativa y para un catión se restan tantos electrones como cargas positivas. 2- Se dibuja una estructura esquemática con los símbolos atómicos unidos mediante enlaces sencillos. 3- Se calcula el nº de e- de valencia que quedan disponibles. 4- Se distribuyen los e- de forma que se complete un octete para cada átomo. Ejemplo 1: CH 4 C: 1s 2 2s 2 p 2 4e- H: 1s 1 1e- x4= 4e- 8e- 1) 2) Ejemplos : H 2, Cl 2, HCl O 2, N 2 NH 3, NH 4 + H 2 O, H 3 O +

10 Estructuras de Lewis Ejemplo 3 : SO 2 S: 3s 2 p 4 6e- O: 2s 2 p 4 6e-x2 = cargas neg. 18 e- 2) 1) 3) e- de v. libres: 18-4= 14 4) 2) Ejemplo 2: H 2 CO C: 1s 2 2s 2 p 2 4e- H: 1s 1 1e- x2= 2e- O: 1s 2 2s 2 p 4 6e- 12e- 1) 3)e- de v. libres: 12-6= 6 4)

11 Estructuras de Lewis Formas Resonantes En ciertas ocasiones la estructura de Lewis no describe correctamente las propiedades de la molécula que representa. Ejemplo: Experimentalmente el ozono tiene dos enlaces idénticos mientras que en la estructura de Lewis aparecen uno doble (+ corto) y uno sencillo (+ largo).

12 Estructuras de Lewis Explicación: Suponer que los enlaces son promedios de las posibles situaciones Formas resonantes - 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. Ejemplos comunes: O 3, NO 3 -, SO 4 2-, NO 2, y benceno.

13 Estructuras de Lewis Excepciones a la regla del Octeto a) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octete. BF 3 (3+7x3= 24 e- de valencia). Ej: Compuestos de los grupos 1A, 2A y 3A.

14 Estructuras de Lewis b)Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octete. La clase más amplia de moléculas que violan la regla consiste en especies en las que el átomo central está rodeado por mas de 4 pares de e-, tienen octetes expandidos. PCl 5 XeF 4 nº de e- de v 5+7x5= 40 e- nº de e- de v 8+7x4= 36 e- Otros ejemplos: ClF 3, SF 4, XeF 2 Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d), donde se alojan los pares de e- extras.

15 Geometría Molecular Forma molecular está determinada por: » Distancia de enlace Distancia en línea recta, entre los núcleos de los dos átomos enlazados. » Angulo de enlace Angulo formado entre dos enlaces que contienen un átomo en común. Forma Molecular Modelo de Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia La geometría molecular puede predecirse fácilmente basándonos en la repulsión entre pares electrónicos. En el modelo de RPECV, [Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory (VSEPR)] los pares de e- alrededor de un átomo se repelen entre sí, por ello, los orbitales que contienen estos pares de e-, se orientan de forma que queden lo más alejados que puedan unos de otros.

16 Geometría Molecular El modelo de RPECV: Predicción de la geometría molecular a) Se dibuja la estructura de Lewis. b)Se cuenta el nº de pares de e- de enlace y de no enlace alrededor del átomo central y se colocan de forma que minimicen las repulsiones: Geometría de los pares de e-. (Geometrías ideales) c)La geometría molecular final vendrá determinada en función de la importancia de la repulsión entre los pares de e- de enlace y de no enlace. PNC-PNC>PNC-PE >PE-PE PNC= Par de no enlace; PE= Par de enlace

17 Geometría Molecular Nº de pares de e- Geometría Angulo de enlace 2 (AX 2 )Lineal180 o 3 (AX 3 )Trigonal Plana 120 o 4 (AX 4 )Tetraédrica109.5 o 5 (AX 5 )Bipirámide Trigonal 90 o / 120 o 6 (AX 6 )Octaédrica90 o Geometría ideal

18 Geometría Molecular Nº pares de e- Geometría de los pares de e- Nº pares de e- de enlace Nº pares de e- de no enlace Geometría molecular Ejemplo

19 Nº pares de e- Geometría de los pares de e- Nº pares de e- de enlace Nº pares de e- de no enlace Geometría molecular Ejemplo Geometría Molecular

20 Menor repulsión ! CH 4 Estructura de Lewis: 109.5° 90° Geometría Molecular

21 Trigonal piramidalTetrahédrica Bent o V

22 Nº pares de e- Geometría de los pares de e- Nº pares de e- de enlace Nº pares de e- de no enlace Geometría molecular Ejemplo Geometría Molecular

23 Nº pares de e- Geometría de los pares de e- Nº pares de e- de enlace Nº pares de e- de no enlace Geometría molecular Ejemplo

24 Polaridad de las Moléculas Los enlaces covalentes y las moléculas unidas por ellos pueden ser: Polares: Existe una distribución asimétrica de los electrones del enlace porque están más atraidos por el átomo más electronegativo. El enlace o la molécula posee un polo + y uno -, o un dipolo. No polares: Existe una distribución simétrica de los e-, produciendo un enlace o molécula sin dipolo. Enlaces covalentes polaresEnlaces covalentes no polares H-H F-F El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado con la diferencia de electronegatividad de los átomos unidos. POLARIDAD

25 Polaridad de las Moléculas POLARIDAD DEL ENLACE LiF IÓNICO BeF 2 BF 3 covalente con carácter iónico creciente CF 4 NF 3 covalente con leve carácter iónico OF 2 F 2 COVALENTE AP OLAR

26 Polaridad de las Moléculas Polarity of bonds H Cl Carga postiva pequeña Menor electronegatividad Carga negativa pequeña Mayor electronegatividad

27 Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas: 1- La polaridad de los enlaces de la molécula. 2- La geometría molecular Polaridad de las Moléculas CO 2 Cada dipolo C-O se anula porque la molecula es lineal Los dipolos H-O no se anulan porque la molecula no es lineal, sino angular. H2OH2O

28 Polaridad de las Moléculas Si hay pares de no enlace la molécula es polar. Si los pares de e- son de enlace, la molécula es no polar cuando los pares están distribuidos simetricamente alrededor del átomo central.

29 Polaridad de las Moléculas Molécula covalente enlacemoléculaEj. Entre átomos iguales NO POLAR NO POLAR O2O2 Entre át. de distinta E.N. Sin simetría POLAR HCl Entre át. de distinta E.N. Con simetría POLARNO POLAR CH 4

30 Orbitales atómicos; Hibridación - Las estructuras de Lewis y la RPECV no explican como se forma un enlace. - La teoría RPECV predice la forma o geometría molecular pero no explica como se forma. - Un método para explicar el enlace puede ser la Teoría del Enlace de Valencia: El enlace se forma cuando solapan los orbitales atómicos. Los dos e- se comparten en el orbital solapado. Teoría del Enlace de Valencia (TEV)

31 Orbitales atómicos; Hibridación El enlace en el BeF 2 El Be no tiene e- desapareados disponible para el enlace(1s 2 2s 2 ) 1º Se puede promover un e- desde el orbital 2s al 2p para conseguir 2 e- desapareados Be* (1s 2 2s 1 2p 1 ) 2º Se mezclan: 1orb at. 2s 1 + 1orb at. 2p 1 y se obtienen 2ºO. híbridos (sp) 1 A este proceso se le denomina hibridación y se forman nuevos orbitales híbridos. Nº de O. híbridos que se forman = Nº de O atómicos mezclados. Un orbital atómico s + un orbital atómico p = Dos Orbitales híbridos sp 3º Se superponen los orbitales semiocupados del Be y del F F-Be-F lineal, 180º

32 Orbitales atómicos; Hibridación Orbitales Atómicos Orbitales Híbridos GeometríaEjemplos

33 Orbitales atómicos; Hibridación Enlaces Múltiples Los pares de e- extra de un enlace múltiple no están localizados en orbitales híbridos. Enlace sigma, : Densidad electrónica se concentra en el eje que une los átomos. Se produce por superposición frontal de orbitales. Consta de un solo lóbulo. Todos los enlaces sencillos son sigma. Enlace pi, : Densidad electrónica por encima y por debajo del eje que une los átomos. Se produce por superposición lateral de orbitales. Consta de más de un lóbulo. - Un enlace doble consiste en un enlace y un. - Un enlace triple consiste en un enlace y dos.

34 Etileno, C 2 H 4 Orbitales atómicos; Hibridación

35 Acetylene, C 2 H 2

36 Orbitales atómicos; Hibridación TIPOORBITAIS ATÓMICOS ORBITAIS HÍBRIDOS ÁNGULOS E XEOMETRÍAEXEMPLOS sps + psp 180º lineal BeF 2 sp 2 s+ p x + p y sp 2 120º trigonal planaBH 3 BF 3 CH 2 =CH 2 sp 3 s+ p x + p y + p z sp 3 109,5º tetraédricaCH 4

37 tipos de hibridaciónEj. moléculas con hibridación enlaces / enlaces


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