Momentos dipolo La medida cuantitativa de la polaridad de un enlace viene dada por su momento dipolo (μ): μ = Q · r Donde Q : magnitud de la carga ( siempre.

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1 Momentos dipolo La medida cuantitativa de la polaridad de un enlace viene dada por su momento dipolo (μ): μ = Q · r Donde Q : magnitud de la carga ( siempre valor positivo) r : distancia entre las cargas Unidades: 1 D = 3.33·10-30 C·m

2 Modelo de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV)
La geometría que adopta la molécula es aquella en que la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (enlazantes o libres) es mínima Dos reglas generales: Los dobles y triples enlaces se pueden tratar como enlaces sencillos Si una molécula tiene dos o más estructuras resonantes, se puede aplicar el modelo RPECV a cualquiera de ellas En el modelo de RPECV, las moléculas se dividen en dos categorías: Las que tienen pares de electrones libres en el átomo central Las que no tienen pares de electrones libres en el átomo central

3 Moléculas sin pares de electrones libres
BeCl2 BF3 CH4 PCl5 SF6 2 pares de e- de enlace 3 pares de e- de enlace 4 pares de e- de enlace 5 pares de e- de enlace 6 pares de e- de enlace 180º 120º 109.5º 90 y 120º 90º Lineal Triangular plana Tetraédrica Bipirámide trigonal Octaédrica

4 Moléculas con pares de electrones libres (PL) y pares de electrones de enlace (PE)
SnCl2 PE=2 PL=1 Triangular plana Angular ángulo menor 120º NH3 PE=3 tetraédrica Pirámide trigonal 107º H2O PL=2 105º

5 SF4 PE=4 PL=1 Bipirámide trigonal Balancín ClF3 PE=3 PL=2 Forma de T I3- PE=2 PL=3 Lineal BrF5 PE=5 Octaédrica Pirámide cuadrada XeF4 Plano cuadrada

6 Pasos para la aplicación del modelo RPECV
Se escribe la estructura de Lewis y se consideran sólo los pares de electrones alrededor del átomo central Se cuenta el número de pares de electrones que rodean al átomo central Se predice la distribución global de los pares de electrones y luego se predice la geometría de la molécula Se predicen los ángulos de enlace teniendo en cuenta que: repulsión par libre-par libre > repulsión par libre-par enlazante > repulsión par enlazante-par enlazante

7 Moléculas poliatómicas
Moléculas diatómicas Si contienen átomos de elementos diferentes siempre tienen momentos dipolo y son moléculas polares Ejemplos: HCl, CO y NO Si contienen átomos de elementos iguales nunca tienen momentos dipolo y son moléculas apolares Ejemplos: H2, O2 y F2 Moléculas poliatómicas La polaridad de una molécula viene dada por La polaridad de los enlaces La geometría de la molécula El μ viene dado por la suma vectorial de los μ de cada enlace en la molécula

8 Ejemplos NH CO2 H2O CH4 m = 0 D m = 1.47 D m = 1.85 D m = 0 D

9 Teoría del enlace de valencia
Visión mecánico cuántica Los enlaces se forman por el traslape de dos orbitales atómicos (dos orbitales comparten una región común del espacio) El enlace se forma cuando la energía potencial del sistema alcanza un valor mínimo (punto de máxima estabilidad)

10 Hibridación de los orbitales atómicos para formar enlaces covalentes
Orbitales híbridos Son orbitales atómicos que se obtienen cuando dos o más orbitales no equivalentes del mismo átomo se combinan preparándose para la formación del enlace covalente Tipos de hibridaciones hibridación sp3 hibridación sp2 hibridación sp3d hibridación sp3d2

11 (distribución tetraédrica)
Hibridación sp3 Promoción hibridación CH4 C 1s2 2s2p2 1 orbital s orbitales p 4 orbitales sp3 (distribución tetraédrica) NH3 H2O

12 (distribución triangular plana)
Hibridación sp2 BF3 Promoción hibridación B 1s2 2s2p1 1 orbital s orbitales p 3 orbitales sp2 (distribución triangular plana)

13 Hibridación de orbitales
Hibridación sp BeF2 F 1s2 2s2p5 promoción Be 1s2 2s2 Hibridación de orbitales

14 1 orbital s 1 orbital p 2 orbitales sp (distribución lineal) Be Orbitales sp híbridos Orbitales p

15 (distribución bipirámide trigonal) Hibridación sp3d2
1 orbital s + 3 orbitales p + 1 orbital d  PCl5, SF4, ClF3, I3- 5 orbitales sp3d (distribución bipirámide trigonal) Hibridación sp3d2 1 orbital s + 3 orbitales p + 2 orbital d  6 orbitales sp3d2 (distribución octaédrica) BrF5, SF6, XeF4

16 Hibridación en moléculas que contienen dobles y triples enlaces
Etileno CH2=CH2 Promoción hibridación

17 Enlace s Enlace p Se dan dos tipos de enlaces covalentes
enlaces sigma (s) : enlaces formados por la unión de los núcleos de los átomos enlazados enlaces pi (p) : enlaces formados por la unión lateral de los orbitales con la densidad electrónica concentrada arriba y abajo del plano que forman los núcleos de los átomos enlazados Enlace s Enlace p

18 Diferencias entre modelo RPECV y modelo de EV

19 Teoría de los orbitales moleculares
La molécula es un ente único donde los electrones ocupan regiones del espacio delimitadas por los llamados orbitales moleculares Las combinaciones de dos orbitales atómicos dan lugar a dos orbitales moleculares: enlazante : la densidad electrónica es máxima antienlazante : la densidad electrónica es nula Orden de enlace : magnitud que da información acerca de la fuerza con la que están enlazados los átomos en una molécula OE = 1/2( nºe- en OM enlazantes - nºe- en OM antienlazantes)

20 Orbital antienlazante
Orbital enlazante

21 Diagrama para moléculas diátomicas del 2º período:
(Li2, B2, C2, N2) O2, F2

22 Diagrama para un compuesto heteroatómico

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24 Pasos a seguir para la hibridación de orbitales atómicos
Dibujar la estructura de Lewis de la molécula A partir del número de pares de electrones (tanto libres como enlazantes) que rodean al átomo central, deducir el tipo de hibridación Los ángulos que forman los orbitales híbridos en la molécula coinciden con los ángulos entre los pares de electrones en el modelo de RPECV Ejemplo: NH3 4 orbitales híbridos  hibridación sp3 Distribución tetraédrica, geometría piramidal