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=

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2 ENLACE QUÍMICO 1

3 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

4 3 Disposición y geometría de las moléculas

5 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 104.5 o 107.3 o 109.4 o 4 Reglas de repulsión entre pares electrónicos

6 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

7 Las estructuras y las geometrías de las moléculas 6

8 ClF 3 PT= 5Disposición de bipirámide trigonal Geometría?? Tabla de interacciones RepulsionesEn T Trigonal Piramidal PS-PS 001 PS-PC 463 PC-PC 202 7 Ejercicio #8

9 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

10 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

11 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

12 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

13 Ejercicio #9 12 Escribir la estructura de Lewis y determinar la disposición y la geometría de las siguientes especies: 01.- PCl 3 06.- NH 3 02.- PCl 5 07.- I 3  03.- H 2 SO 3 08.- SCl 6 04.- CN  09.- BF 3 05.- NH 4 + 10.- H 3 BO 3

14 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

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

16 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

17 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

18 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

19 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

20 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 =0.012 19 Momento dipolar

21 INTERACCIONES INTERMOLECULARES 20

22 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

23 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