ENLACE QUÍMICO 1

Teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (TRPECV) Gillespie R. J. y Nyholm R. S. AX n E m A= átomo central X= substituyentes E= pares solitarios Pares electrónicos totales= pares electrónicos compartidos + pares solitarios PT=PC+E 2

3 Disposición y geometría de las moléculas

Distorsiones entre ángulos y distancias Regla 1: Repulsión entre pares PS-PS>PS-PC>PC-PC interacciones entre pares con ángulos  120 o no son importantes o o o 4 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 5 Reglas de repulsión entre pares electrónicos

Las estructuras y las geometrías de las moléculas 6

ClF 3 PT= 5Disposición de bipirámide trigonal Geometría?? Tabla de interacciones RepulsionesEn T Trigonal Piramidal PS-PS 001 PS-PC 463 PC-PC Ejercicio #8

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 8 Geometría de las moléculas

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 9 Geometría de las moléculas

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 10 Geometría de las moléculas

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 11 Geometría de las moléculas

Ejercicio #9 12 Escribir la estructura de Lewis y determinar la disposición y la geometría de las siguientes especies: 01.- PCl NH PCl I 3  03.- H 2 SO SCl CN  09.- BF NH H 3 BO 3

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 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. 13 Polaridad del enlace

Polarity of bonds H Cl Carga postiva pequeña Menor electronegatividad Carga negativa pequeña Mayor electronegatividad 14 Polaridad del enlace

H F F H 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). Alta electronegatividad Mediana electronegatividad mucha e - mediana e - ++ -- 15 Polaridad del enlace

POLAR 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. 16 Momento dipolar de las moléculas

Deducción de estructuras moleculares Causado por una distribución de densidad electrónica no uniforme en la molécula.  =0  >0  =  d AB En el enlace: A B : donde  A <  B El momento dipolar de enlace es un vector!! ++ -- Cm ó D (debye) 17 Momento dipolar

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  C-H >0 momento dipolar de enlace pero  T =0 CCl 4  T =0 No polar CHCl 3  T = 1.01 Polar CH 2 Cl 2  T = 1.6 Polar CH 3 Cl  T = 1.87 Polar 18 Momento dipolar

MeOH  T =1.7 Polar Éter metílico  T =1.15 Polar Agua  T =1.85 Polar Acetona  T =2.88 Polar Dimetilsulfóxido  T =3.93 Polar  Silla Bote Ciclohexano  T =0 No Polar hexano  T = Momento dipolar

INTERACCIONES INTERMOLECULARES 20

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. 21 Menor interacción intermolecular (menor fuerza) Mayor interacción intermolecular (mayor fuerza) Fuerzas intermoleculares

Magnitud de la fuerza de las interacciones intermoleculares 22 Tipo de interacciónFuerza relativaFunción energía-distancia covalenteMuy fuerteCompleja, pero de largo alcance IónicaMuy fuerteRelativamente de largo alcance 1/r Ión-IónMuy fuerteRelativamente de largo alcance 1/r Ión-dipoloFuerte1/r 2, de corto alcance Dipolo-dipoloModeradamente fuerte1/r 3, de corto alcance Ión-dipolo inducidoDébil1/r 4, de muy corto alcance Dipolo-dipolo inducidoMuy débil1/r 5, de alcance extremadamente corto Dip. instantáneo-dip. inducidoExtremadamente débil1/r 5, de extremadamente corto alcance