Estructura de Lewis y Carga Formal :

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1 Estructura de Lewis y Carga Formal :
Reglas Estructura de Lewis: Ejemplo: O3 O: 2s22p4  6eV eV Totales = (3x6) = 18 eV 6 eV

2 Estructura de Lewis y Carga Formal :
Reglas Estructura de Lewis: Ejemplo: O3 O: 2s22p4  6eV eV Totales = (3x6) = 18 eV 8 eV

3 Estructuras Resonantes
C.F.= (nº e átomo libre)  (nº total de e no enlazados) ½(nº total de e enlazantes)  + Estructuras Resonantes  + C.F.O1 = (6)  (4) ½(4) = 0 C.F.O2 = (6)  (2) ½(6) = +1 C.F.O3 = (6)  (6) ½(2) = -1

4 Resonancia: Una molécula puede ser representada por más de una estructura de lewis.
Ejemplo 1: NO3 –

5 Ejemplo 2: Benceno (C6H6)

6 Excepciones a la Regla del Octeto :
Octeto Incompleto: El n° de ev que rodean al átomo central de una molécula estable es menor que 8. Ej.: BeH2. Moléculas con n° impar de ev: Ej.: NO, NO2. Octeto Extendido: Elementos del tercer período que forman compuestos con más de 8 ev en el átomo central. Ej.: SF6.

7 Geometría de las moléculas

8 ¿Cómo se ordenan espacialmente los átomos de un molécula?
GEOMETRÍA MOLECULAR Distribución Tridimensional de los átomos en una molécula Influencia en las propiedades físicas y químicas: Punto de fusión, punto de ebullición, densidad, reactividad

9 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

10 En el modelo de RPECV, las moléculas se dividen en dos categorías:
Modelo de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV) 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

11 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

12 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

13 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

14 Tetraedro: H2O .. CH4 :NH3 Piramidal Trigonal Angular Para la clasificación del nombre geométrico, se tiene en consideración la posición de los átomos efectivamente enlazados al átomo central.

15 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

16 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

17 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.

18 Ejemplos NH CO2 H2O CCl4 m = 0 D m = 1.47 D m = 1.85 D m = 0 D

19 CONSECUENCIA DE LA POLARIDAD DE LAS MOLÉCULA
Interacción eléctrica: Dipolo del agua / varilla cargada - + + Dipolo del agua

20 TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (EV).
La estructura de Lewis no explica con claridad por qué existen los enlaces químicos. (Explicación en la mecánica cuántica). El EV supone el traslape de orbitales atómicos, no por apareamiento

21 TRASLAPE DE ORBITALES ATÓMICOS

22 HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS
Hibridación sp3 2s2 1s2 2px1 2py1 2pz Electrones de valencia 2s 2p Perpendiculares Orbitales sp3 Hibridación

23 HIBRIDACIÓN sp3

24 Cada enlace C – H se produce entre un orbital híbrido sp3 del átomo de C y un orbital 1s del átomo de H HIBRIDACIÓN sp3

25 ANALOGÍA DE LA HIBRIDACIÓN
Amarillo ≠ Azul Hibridación (Mezcla) Resultante 2 soluciones iguales

26 HIBRIDACIÓN sp3 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1 Hibridación sp3 Orbitales sp3
Electrones de valencia Orbitales sp3 Hibridación

27 HIBRIDACIÓN sp2 1s2 2s2 2px1 2py 2pz 2p vacío 2s 2p Orbitales sp2

28 HIBRIDACIÓN sp2

29 HIBRIDACIÓN sp2 Estructura de Lewis Geometría pares electrónicos Cada enlace B – F se produce entre un orbital híbrido sp2 del átomo de B y un orbital 2p del átomo de F Átomo de B, hibridado sp2 Geometría molecular

30 HIBRIDACIÓN sp Lineal BeCl2 1s2 2s2 2px 2py 2pz 2s 2p Orbitales sp 2p
vacíos 2s 2p

31 HIBRIDACIÓN sp

32 Átomo de Be hibridado sp
HIBRIDACIÓN sp Átomo de Be hibridado sp Cada enlace Be – Cl se produce entre un orbital híbrido sp del átomo de Be y un orbital 3p del átomo de Cl Estructura de Lewis Geometría molecular

33 ORBITALES HÍBRIDOS Y SU FORMA

34 HIBRIDACIÓN DE ORBITALES s, p Y d
Para átomos del 3er período: s y p no explica todas las geometrías (por ejemplo la bipirámide trigonal y la octaédrica) [Ne] 3s2 3p4 3s2 3px2 3py1 3pz1 3d 3s 3p 3d sp3d2 Orbitales d vacíos Hibridación

35 ORBITALES HÍBRIDOS Y SU FORMA