Unión Química y Estructura Molecular.

Presentación del tema: "Unión Química y Estructura Molecular."— Transcripción de la presentación:

1 Unión Química y Estructura Molecular

2 Orbitales Moleculares
Unión química: atracción, fuerza, enlace que mantiene atraídos a dos átomos iguales o diferentes Enlace Iónico Enlace Covalente Teoría de Orbitales Moleculares Teoría de Enlaces de Valencia

3 Regla del octeto: tendencia de los elementos a adquirir
la configuración electrónica del gas noble más próximo Enlace Iónico K + S K+ + S Fórmula: K2S Al + O Al+3 + O Fórmula: Al2O3

4 Regla del octeto: tendencia de los elementos a adquirir
la configuración electrónica del gas noble más próximo Enlace Covalente

5 Estructuras de Lewis Se representan los átomos con sus símbolos químicos Se tienen en cuenta solo los electrones de valencia, que se representan con puntos o símbolos similares Se determina el átomo central (1. el que se encuentra en menor proporción; 2. el más electropositivo) Se ubican los demás átomos alrededor del átomo central Se forman enlaces (simples, dobles o triples) entre el átomo central y los externos de modo de completar el octeto de estos últimos Se terminan de ubicar los electrones libres (si los hubiera) del átomo central, de a pares

6 Excepciones a la regla del octeto
Estructuras de Lewis Excepciones a la regla del octeto Los elementos del tercer período (inclusive) en adelante pueden ampliar el octeto Iones Aniones y cationes: se agregan o quitan los electrones del átomo central; excepto en los oxoaniones

7 Oxoácidos y oxoaniones
Estructuras de Lewis Oxoácidos y oxoaniones Se ubican los H sobre los O y estos sobre el átomo central Cuando se forma el oxoanión se mantiene la carga negativa sobre los oxígenos Sales Se representan por separado el anión y el catión

8 Teoría de enlaces de valencia
Superposición de orbitales atómicos (aumento de probabilidad en la zona internuclear) ej: H2; HCl y Cl2

9 Teoría de enlaces de valencia Pero los datos experimentales
Que sucede en el BeF2?? Be 2s 2p 2s 2p F Be La teoría predice una molécula angular Be F F Pero los datos experimentales Indican que es lineal !! F Be F

10 Teoría de enlaces de valencia Hibridación de orbitales atómicos
Híbridos sp Be 2s 2p sp 2p

11 Teoría de enlaces de valencia Hibridación de orbitales atómicos
Híbridos sp F Be La introducción de orbitales híbridos permite predecir la geometría correcta !!

12 Hibridación de orbitales atómicos
Híbridos sp2

13 Hibridación de orbitales atómicos
Híbridos sp3

14 Hibridación de orbitales atómicos
El número de densidades electrónicas permite determinar la hibridación del átomo central !!! Densidades electrónicas: enlace simple enlace doble enlace triple par de e- libres e- desapareado

15 Angulos de enlace entre hibridos

16 Geometrías moleculares

17 Geometrías moleculares

18 Consideraciones energéticas sobre pares libres en hibridación sp3d
La estructura (b) resulta más estable energéticamente que la (a), en consecuencia los pares libres se ubicarán preferentemente en el plano ecuatorial y no en el eje molecular para la hibridación sp3d.

19 Geometrías moleculares

20 Descripción de moléculas o iones con enlaces covalentes
mediante estructuras de Lewis Teoría de Enlaces de Valencia Construcción de la estructura de Lewis Recuento de densidades electrónicas Determinación de la hibridación Determinación de la geometría del híbrido Determinación de la geometría molecular Determinación del número de enlaces del átomo central

21 Enlaces múltiples Ej: H2CO Ejs: Cl2CO; H2SO4; IF5
Enlaces σ: la línea internuclear pasa por la zona de superposición de los orbitales. Ej: s + s; s + p; p + p (frontalmente); sp + sp (frontalmente); etc. Enlaces Π: la línea internuclear no pasa por la zona de superposición de los orbitales. Ej: p + p (lateralmente). Ej: H2CO Ejs: Cl2CO; H2SO4; IF5 Enlace simple: un enlace σ Enlace doble: un enlace σ y un enlace Π Enlace triple: un enlace σ y dos enlaces Π

22 Descripción de moléculas o iones con enlaces covalentes por
Estructuras de Lewis – Teoría de Enlaces de Valencia Construcción de la estructura de Lewis Recuento de densidades electrónicas Determinación de la hibridación Determinación de la geometría del híbrido Determinación de la geometría molecular Determinación del número de enlaces del átomo central Presencia o no de resonancia

23 Ej: H3PO4; H2PO4-; HPO42-; PO43-
Resonancia Ej: NO3- Ej: H3PO4; H2PO4-; HPO42-; PO43-

24 Descripción de moléculas o iones con enlaces covalentes por
Estructuras de Lewis – Teoría de Enlaces de Valencia Construcción de la estructura de Lewis Recuento de densidades electrónicas Determinación de la hibridación Determinación de la geometría del híbrido Determinación de la geometría molecular Determinación del número de enlaces del átomo central Presencia o no de resonancia Determinación del orden de enlace del átomo central

25 Orden de enlace OE = nro de enlaces (σ + Π )/ nro de uniones equivalentes Ej: H2CO Ejs: Cl2CO; H2SO4; IF5 Ej: NO3- Ej: H3PO4; H2PO4-; HPO42-; PO43- A mayor orden de enlace, mayor fuerza de unión y menor longitud de enlace

26 Descripción de moléculas o iones con enlaces covalentes por
Estructuras de Lewis – Teoría de Enlaces de Valencia Construcción de la estructura de Lewis Recuento de densidades electrónicas Determinación de la hibridación Determinación de la geometría del híbrido Determinación de la geometría molecular (Inscribir la molécula dentro de la geometría del híbrido!!!) Determinación del número de enlaces del átomo central Presencia o no de resonancia Determinación del orden de enlace del átomo central Presencia o no de momento dipolar

27 distribución asimétrica de cargas
Momento dipolar en moléculas poliatómicas Momento dipolar = µ = q d  distribución asimétrica de cargas Factores a tener en cuenta: electronegatividad pares electrónicos no enlazantes geometría molecular átomos unidos al átomo central presencia o no de resonancia

28 Cl-H - + + Momento dipolar = Q . r Q- Q+ r
- + Cl-H + La unión entre átomos con diferentes electronegatividades genera una concentración de cargas negativas en el átomo más electronegativo y una concentración de cargas positivas en el átomo más electropositivo. La medida cuantitativa de la magnitud de un dipolo se denomina momento dipolar ( [unidad: Debye (D)]) = Q . r Q: magnitud de las cargas (de igual valor Q+ y Q-); r: distancia de separación de las cargas. 1 Debye = 3, Coul.m. Si Q= e (4, ues) separada 1 Å (10-8 cm),  = 4,8 D (10-18 ues.cm = 1 D). Q- r Q+

29 ¿Cuál de las siguientes moléculas presenta momento dipolar?
CO2 BF3

30 .. H2O H O H .. ¿ 𝜇 =0? 4de sp3 Geom. Hibridación: tetraédrica Geom. Molecular? .. O .. H H

31 Moléculas de NH3 y NF3 M o m e n t d i p l a r f = 1 , 5 D N H 3 s F 2

32 Punto cero: Antes de proceder a dibujar una estructura de Lewis debe conocerse la secuencia de unión de átomos, es decir saber los átomos que se unen entre sí. Ej.: N2O3 , N2O4 , H3PO3 , H3PO2 (ácido hipofosforoso)