Enlace Químico.

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1 Enlace Químico

2 Enlaces y Moléculas 1 Cuando los átomos entran en interacción mutua, de modo que se completan sus niveles energéticos exteriores, se forman partículas nuevas más grandes. 2 Estas partículas constituidas por dos o más átomos se conocen como moléculas y las fuerzas que las mantienen unidas se conocen como enlaces.

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 ─── < 1.7 ── > Iónico Cov. No-polar Cov. polar Aumento en la diferencia de electronegatividad Covalente comparte e- Covalente polar transferencia parcial de e- Iónico transferencia e-

6 Enlace Iónico Enlace Iónico Iones libres
Un enlace iónico es la fuerza de la atracción electrostática entre iones de carga opuesta. Iones libres Estos enlaces pueden ser bastante fuertes pero muchas sustancias iónicas se separan fácilmente en agua, produciendo iones libres.

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: Mg e magnesio : Al Al 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 : oxido :N e : N : 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. Cl– (anión) K+ (catión) Química

12 Impulso Nervioso Na+ Impulso nervioso K+
Los iones calcio (Ca2+), potasio (K+) y sodio (Na+) están implicados todos en la producción y propagación del impulso nervioso. Na+ Impulso nervioso K+ Química

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. Química

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+) Química

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. Química

16 Función del calcio Además, el Ca2+ es necesario para la contracción de los músculos y para el mantenimiento de un latido cardíaco normal. Química

17 Molécula de clorofila El ion magnesio (Mg+2) forma parte de la molécula de clorofila, la cual atrapa la energía radiante del Sol en algunas algas y en las plantas verdes. Química

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. Química

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. Química

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

21 ejemplo Al combinar un carbono (4 electrones de valencia) y cuatro átomos de fluor (7 electrones de valencia) C . F : .. . la estructura de Lewis para CF4 queda así: : F .. C Se cumple la regla del octeto para el carbono y fluor. Química

22 ejemplo Es una práctica común representar un enlace covalente por una linea. Así, se puede escribir: : F .. C .. C F .. : como Química

23 Ejemplos inorgánicos C : O .. C : O .. Dióxido de carbono : N C H : N
Cianuro de hidrógeno Química

24 Ejemplos orgánicos C H C : .. H Etileno : C H Acetileno C H Química

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. Química

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

27 Enlaces no-polares conectan dos átomos de la misma electronegatividad
Generalización Entre más grande sea la diferencia de Electronegatividad entre dos átomos enlazados; más polar es el enlace. F : .. H—H : N Enlaces no-polares conectan dos átomos de la misma electronegatividad Química

28 Los enlaces polares conectan átomos de diferente electronegatividad
Generalización Entre más grande la diferencia en electronegatividad entre dos átomos; más polar es el enlace. F : .. H d+ d- O .. H d+ d- : O C O : .. .. d- d+ d- Los enlaces polares conectan átomos de diferente electronegatividad Química

29 Porcentaje de carácter iónico
NaCl Determinación del % de Carácter iónico Electronegatividad Cl Electronegatividad Na Diferencia % de carácter iónico Según la tabla periódica 67% Química

30

31 Determinación del % de Carácter iónico Electronegatividad F 4.0
MgF2 Determinación del % de Carácter iónico Electronegatividad F Electronegatividad Mg 1.2 Diferencia % de carácter iónico Según la tabla periódica 86% Química

32 Porcentaje de carácter covalente
Determinación del % de Carácter covalente Electronegatividad Cl Electronegatividad H Diferencia % de carácter iónico Según la tabla periódica 39 Carácter covalente = 100 – 39% = 61% Enlace covalente polar Química

33 Enlace covalente puro o no polar
Determinación del % de Carácter covalente Electronegatividad H 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 Química

34 Enlace covalente dativo
Química

35 Estructuras de Lewis En 1916 G. N. Lewis propuso que los átomos se combinan para generar una configuración electrónica más estable. La máxima estabilidad resulta cuando un átomo es isoelectrónico con un gas noble. Un par electrónico que es compartido entre dos átomos constituye un enlace covalente. Química

36 1. Son sólidos con punto de fusión altos (por lo general, > 400ºC)
COMPUESTOS IÓNICOS 1. Son sólidos con punto de fusión altos (por lo general, > 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, < 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. Química

37 Amoníaco Química

38 Química

39 Dióxido de Carbono Enlace covalente doble Química

40 Química

41 Nitrógeno Enlace covalente triple Química

42 Ácido Carbónico Química

43 Bicarbonato y Carbonato
Química

44 Ácido Sulfúrico Química

45 Excepciones a Regla del Octeto
Text número par de e- Molécula con menos de 8e- molécula con más de 8e- Regla del Octeto Excepciones a la Química

46 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 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. Química

47 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. Química

48 Química

49 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 Química

50 Fuerzas intermoleculares
Las fuerzas intermoleculares son fuerzas electromagnéticas las cuales actúan entre moléculas o entre regiones ampliamente distantes de una macromolécula. Química

51 Clasificación Fuerzas Intermoleculares Fuerzas electromagnéticas
Dipolo- dipolo Dispersión P.hidrógeno

52 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 Química

53 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. Química

54 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. Química

55 Química

56 Química

57 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

58 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

59 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.

60 Enlace Covalente Una forma mas general es:

61 Enlace Covalente Una forma grafica del resultado a la ecuación de enlace es:

62 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)

63 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

64 Enlace Covalente Una forma grafica de mostrar los dos tipos de enlace es:

65 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.

66 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

67 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.

68 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.

69 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

70 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.

71 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)

72 Enlace Covalente Carga formal del HNO3 OH O N +1 O O N O H
Número de oxidación N= 5+ O 1+ -2 -1 HNO3 (3*2-) + (1+) = 5+ Estructura Átomo e- valencia ½ e- enlazados e- no enlazados Carga formal N 5 4 +1 O- O 6 1 -1 O= 2 -OH

73 Enlace Covalente Geometría O N OH O Ordenamiento HO N O HO N O O O O H
Fórmula de Lewis O O N OH H O N O O

74 { Enlace Covlaente Ácido Nítrico OH O N O O O O OH O N Hibridación sp2
Trigonal planar

75 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)

76 Enlace Covalente Para la mayoría de las moléculas hay un máximo de 8 electrones de valencia. Cuando un átomo tiene orbitales d, la valencia se expande. Las repulsiones entre electrones deben ser minimizadas. La molécula debe alcanzar su mínimo de energía.

77 Enlace Covalente El enlace covalente se forma cuando los átomos se unen compartiendo e- de la capa de valencia. H 1s1 H H:H Li [He]2s1 Li Be [He]2s2 Be B [He]2s22p1 B C [He]2s22p2 C … F [He]2s22p5 F F:F Ne [He]2s22p6 Ne

78 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.

79 Enlace Covalente Enlaces covalentes múltiples
Molécula CO2 Molécula N2 Orden de enlace: número de pares de e- que contribuyen al enlace entre dos átomos.

80 Enlace Covalente

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

82 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

83 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

84 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

85 Enlace Covalente Geometrias permitidas de acuerdo a la TRPECV

86 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

87 Enlace Covalente Reglas para la TRPECV
El orden de las repulsiones son las siguientes: Par solitario-par solitario > par solitario-par enlazado > 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.

88 Enlace Covalente Ejemplos a las reglas

89 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°

90 PS-PS > PS-PE > PE-PE
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 > PS-PE > 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

91 Modelo de repulsión RPECV
Geometría Molecular Modelo de repulsión RPECV

92 Geometría molecular

93 Modelo Repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPECV)
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

94 Modelo de rpecv

95 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

96 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

97 GEOMETRIA MOLECULAR DISTRIBUCION DE LOS ÁTOMOS EN EL ESPACIO

98 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.

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

100 AX3 : SO3 , NO3- , CO2 AX2E : SO2 , PbCl2

101

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104 REVISION DE EJEMPLOS

105 Moléculas con pares libres sobre el átomo central

106 Tres posibles estructuras para I3-

107 Ejemplos de moléculas de gases nobles

108 Estructura de XeF4

109 RELACION ENTRE GEOMETRIA MOLECULAR Y MOMENTO DIPOLAR
FORMULA GEOMETRIA MOLECULAR MOMENTO DIPOLAR AX lineal Puede no ser cero AX2 cero angular AX3 Trigonal plana Pirámide trigonal Forma de T AX4 tetraédrica plano Cuadrada tijera AX5 Bipirámide trigonal Bipirámide base cuadrada AX6 octaédrica

110 La forma de las moléculas Un 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.

111 La forma de las moléculas Un vistazo a la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia Introducción Estructura de Lewis del metano: 109.5° 90° ! Menor repulsión !

112 La forma de las moléculas Un 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.

113 La forma de las moléculas Un 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.

114 No. de regiones de alta densidad
La forma de las moléculas Un 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

115 No. de regiones de alta densidad
La forma de las moléculas Un 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

116 La forma de las moléculas Un 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.

117 La forma de las moléculas Un 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

118 El orden de repulsion para los pares de electrones es el siguiente:
La forma de las moléculas Un 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 > Par libre-Region de enlace > Region de enlace-Region de enlace

119 !Estamos listos para predecir la estructura de una molécula!
La forma de las moléculas Un vistazo a la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia !Estamos listos para predecir la estructura de una molécula!

120 La forma de las moléculas Un 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 moléculas Un 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 moléculas Un vistazo a la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia Tres regiones de alta densidad

123 La forma de las moléculas Un vistazo a la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia Cuatro regiones de alta densidad

124 La forma de las moléculas Un vistazo a la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia Seis regiones de alta densidad

125 La forma de las moléculas Un vistazo a la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia Ejercicios

126 La forma de las moléculas Un 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) SO ) ClF3 2) C2H ) CO2 3) H2O 8) H3O+ 4) SF ) XeF4 5) NH ) H2SO4

127 La forma de las moléculas Un vistazo a la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia Respuestas

128 La forma de las moléculas Un vistazo a la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia Respuestas