ENLACE QUÍMICO

En esta presentación se incluye material didáctico elaborado por: Dra En esta presentación se incluye material didáctico elaborado por: Dra. Paola Gómez-Tagle Dra. Erika Martin Arrieta Dr. Laura Ma. Gasque Silva

Teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (TRPECV)   Gillespie R. J. y Nyholm R. S.  AXnEm  A= átomo central X= substituyentes E= pares solitarios  Pares electrónicos totales= pares electrónicos compartidos + pares solitarios PT=PC+E

Disposición y geometría de las moléculas

Reglas de repulsión entre pares electrónicos Distorsiones entre ángulos y distancias Regla 1: Repulsión entre pares PS-PS>PS-PC>PC-PC interacciones entre pares con ángulos  120o no son importantes 104.5o 107.3o 109.4o

Reglas de repulsión entre pares electrónicos Regla 2: La repulsión PC-PC disminuye si X (substituyente) es más electronegativo por lo tanto el ángulo disminuye Regla 3: La repulsión PC-PC aumenta si uno de los enlaces es múltiples, por lo tanto el ángulo en este caso aumenta

Las estructuras y las geometrías de las moléculas

Ejercicio #8 Geometría?? PS-PS 0 0 1 PS-PC 4 6 3 PC-PC 2 0 2 ClF3 PT= 5 Disposición de bipirámide trigonal Geometría?? Tabla de interacciones Repulsiones En T Trigonal Piramidal PS-PS 0 0 1 PS-PC 4 6 3 PC-PC 2 0 2

Geometría de las moléculas Nº pares de e- Geometría de los pares de enlace de no enlace molecular Ejemplo

Geometría de las moléculas Nº pares de e- Geometría de los pares de enlace de no enlace molecular Ejemplo

Geometría de las moléculas Nº pares de e- Geometría de los pares de enlace de no enlace molecular Ejemplo

Geometría de las moléculas Nº pares de e- Geometría de los pares de enlace de no enlace molecular Ejemplo

Ejercicio #9 Escribir la estructura de Lewis y determinar la disposición y la geometría de las siguientes especies: 01.- PCl3 06.- NH3 02.- PCl5 07.- I3 03.- H2SO3 08.- SCl6 04.- CN 09.- BF3 05.- NH4+ 10.- H3BO3

Polaridad del enlace H-H F-F Los enlaces covalentes y las moléculas unidas por ellos pueden ser: Polares: Existe una distribución asimétrica de los electrones, 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 polares Enlaces 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.

H Cl Polaridad del enlace Polarity of bonds Carga negativa pequeña Mayor electronegatividad Carga postiva pequeña Menor electronegatividad

Polaridad del enlace El enlace polar es un enlace covalente donde la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos no es muy grande (aproximadamente 1.7 ó un poco mayor). H F Alta electronegatividad Mediana electronegatividad mediana e- mucha e- F H d+ d-

Momento dipolar de las moléculas Si hay pares de no enlace la molécula es polar. Si hay átomos con diferentes electronegatividades distribuidos simétricamente, la molécula es polar. NO POLAR Si los pares de electrones son de enlace, la molécula es no polar, cuando los pares están distribuidos simétricamente alrededor del átomo central.

Momento dipolar : Deducción de estructuras moleculares Causado por una distribución de densidad electrónica no uniforme en la molécula. =0 >0 En el enlace: =  dAB : donde A< B A B + - Cm ó D (debye) El momento dipolar de enlace es un vector!!

Momento dipolar C-H>0 momento dipolar de enlace pero T=0 Una molécula es polar si el momento dipolar total es diferente de 0. Lo anterior ocurre, si y solo si, la suma vectorial de los momentos dipolares de enlace es diferente a 0 CCl4 T=0 No polar CHCl3 T= 1.01 Polar CH2Cl2 T= 1.6 Polar CH3Cl T= 1.87 Polar

Momento dipolar  Éter metílico T=1.15 Polar Agua T=1.85 Polar MeOH Acetona T=2.88 Polar Dimetilsulfóxido T=3.93 Polar hexano T=0.012  Ciclohexano T=0 No Polar Silla Bote

INTERACCIONES INTERMOLECULARES

Fuerzas intermoleculares Los dipolos de las moléculas son cargas eléctricas parciales, que sufren atracción electrostática. Mientras mayores sean las cargas parciales (momento dipolar grande), mayor será la interacción. Menor interacción intermolecular (menor fuerza) Mayor interacción intermolecular (mayor fuerza)

Magnitud de la fuerza de las interacciones intermoleculares Tipo de interacción Fuerza relativa Función energía-distancia covalente Muy fuerte Compleja, pero de largo alcance Iónica Relativamente de largo alcance 1/r Ión-Ión Ión-dipolo Fuerte 1/r2, de corto alcance Dipolo-dipolo Moderadamente fuerte 1/r3, de corto alcance Ión-dipolo inducido Débil 1/r4, de muy corto alcance Dipolo-dipolo inducido Muy débil 1/r5, de alcance extremadamente corto Dip. instantáneo-dip. inducido Extremadamente débil 1/r5, de extremadamente corto alcance