estructura de lewis quimica general
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8/19/2019 Estructura de Lewis Quimica General
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1
GRUPOS
P E R Í O
D O S
Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
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lasificación
04-09-14 Química General PCI-14 RTAG-2012 2
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1.
El grafito de un lápiz es una sustancia simple formada porátomos de carbono. Otra sustancia simple formada sólopor átomos de carbono es el diamante.
¿Cuál es la causa de que ambas sustancias tenganpropiedades tan distintas y sin embargo estén formadas
por el mismo tipo de átomo?! 2. ¿Por qué los átomos se unen en unas proporciones
determinadas y no en otras? ¿Por qué NaCl y no Na2Cl?
3. ¿Por qué la molécula de CO2 es lineal y la del H2O esangular?
4.
¿Qué es lo que determina las propiedades de unasustancia: solubilidad, conductividad eléctrica, estado deagregación a temperatura ambiente!?
04-09-14 Química General PCI-14 RTAG-2012 3
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Redes covalentes
Diamante: tetraedros de átomosde carbono
La unión entre átomos que comparten electrones es muy difícil de
romper. Los electrones compartidos están muy localizados.
Grafito: láminas de átomosde carbono
Las propiedades características de las sustancias están relacionadascon la forma en que están unidas sus partículas y las fuerzas entre
ellas, es decir, con el tipo de ENLACE que existe entre sus partículas.
04-09-14 Química General PCI-14 RTAG-2012 4
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REPRESENTACIÓN DE UN ORBITAL MOLECULARENLAZANTE.
504-09-14 Química General PCI-14 RTAG-2012
enlace químico al conjunto defuerzas que mantienen unidos
a los átomos, los iones o lamoléculas que forman las
sustancias químicas(elementos y compuestos), de
manera estable.
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Longitud de
enlace• Es la distancia entre dos núcleosen un enlace químico
Energía de enlace
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-
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Enlace covalente vs Enlace iónico
1404-09-14 Química General PCI-14 RTAG-2012
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ENLACES METALES
NO
METALES
FORMULA
GENERAL
IONES
PRESENTES
EJEMPLO P.F. (ºC)
I AII AIII A
+++
VII AVII AVII A
!
!
!
MXMX2MX3
(M+; X-)(M2+; 2X-)(M3+; X-)
LiBr MgCl2GaF3
547708800 (subl)
I AII AIII A
+++
VI AVI AVI A
!
!
!
M2XMXM2X3
(2M+; X-2)(M2+; X-2)(2M3+; 3X-2)
Li2OCaO
Al2O3
>170026802045
I AII AIII A
+++
V AV AV A
!
!
!
M3XM3X2MX
(3M+; X-3)(3M2+; 2X-3)(M3+; X-3)
Li3NCa3P2
AlP
843
"1600
04-09-14 Química General PCI-14 RTAG-2012 15
Propiedades macroscópicas:• En forma sólida conducen bastante mal la electricidad
•
Al fundirse son buenos conductores (presencia de iones, noExiste una prueba contundente de que existen)• Los compuestos tienen puntos de fusión y ebullición altos• Son sustancias frágiles (separación mecánica)• Solubles en solventes polares.
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Enlace covalente normal
!
Si se comparten un par de e-: enlace covalente simple
! Si se comparten dos pares de e- : enlace covalente doble
! Si se comparten tres pares de e-: enlace covalente triple
Cuando dos átomos iguales comparten un par de é, se dice que hay unadistribución simétrica de la nube electrónica, el par electrónico es atraídoigualmente por ambos núcleos.
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Moléculas covalentes
• Si el enlace es apolar: moléculas apolares (H2,O2, F2!)
•
Si el enlace es polar: – Moléculas polares (HCl, H2O...) (dipolos
permanentes)
–
Moléculas apolares (CO2) (simetría espacial)
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Moléculas covalentes polares:el centro geométrico de "- no coincidecon el centro geométrico de "+
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Molécula de Hidrógeno: H2
Tipos de enlaces covalentes:
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ELECTRONEGATIVIDAD•
Capacidad que tiene un átomo de atraerelectrones comprometidos en un enlace.
• Los valores de E.N. Son útiles parapredecir el tipo de enlace que se puedeformar entre átomos de diferenteselementos.
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VALORES DE ELECTRONEGATIVIDADDE PAULING
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Capacidad que tiene un átomo de atraer electrones comprometidos en un enlace.
Los valores de E.N. Son útiles para predecir el tipo de enlace que se puede formarentre átomos de diferentes elementos.
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electronegatividad
Determina el tipo
de enlace
entre Átomos diferentes
La diferencia de E.N.(#EN) Distinta de cero
iónicocovalente polar y el enlace puede ser
#EN > 1,40,4 < #EN< 1,4
Átomos iguales
La diferencia de E.N. (0 = #EN $ 0,4)
Covalente puro o no polar
H2; Cl2; N2
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•
G6$"/( #(. ,*(-(. N6& 8(+-$" 6"$ -(# #$ /08&+&"%0$ &" !3P3 Q L
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•
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. .
. .
. .04-09-14 Química General PCI-14 RTAG-2012 23
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Propiedades de enlace
1. Longitud (o distancia) de enlace.
2. Energía de enlace.
3. Orden de enlace.
4. Geometría
5.
Momento Dipolar.
11. Propiedades magnéticas.
12. Propiedades ópticas.
13. Propiedades espectroscópicas.
14. Propiedades termodinámicas.
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El Modelo de Lewis
Gilbert Newton Lewis(1875-1946)
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/$+ -(#
-
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Estructuras de Lewis
» En el enlace sólo participan los electrones de valencia (última capa).
Ej.: El enlace en la molécula de agua.
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-
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Estructuras de Lewis
X
Símbolos de Lewis:Son una representación gráfica para comprender donde están los
electrones en un átomo, colocando los electrones de valencia como puntosalrededor del símbolo del elemento:
v
v
27Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
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Estructuras de Lewis
Regla del octeto:Los átomos se unen compartiendo
electrones hasta conseguir completar laúltima capa con 8 e- (4 pares de e-) esdecir conseguir la configuración de gasnoble: s 2p 6
Tipos de pares de electrones:1- Pares de e- compartidos entre los átomos(representado con una línea entre los átomos)
· enlaces sencillos· enlaces dobles
· enlaces triples2- Pares de e- no compartidos (ó par solitario)
H H O O N N
28Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
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concepto de octeto
–
Par electrónico de enlace: aquel que escompartido por dos átomos y que por tantocontribuye de modo eficaz al enlace.
–
Par solitario: aquel que perteneceexclusivamente a un átomo. No contribuye alenlace pero es crucial a la hora de determinarlas estructuras moleculares.
29Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
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Molécula N2Molécula CO2
•
Orden de enlace: número de pares de e- quecontribuyen al enlace entre dos átomos.
Enlaces covalentes múltiples
30Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
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Estructuras de Lewis
¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?
1- Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la molécula. Para un aniónpoliatómico se le añade un e- más por cada carga negativa y para un catión serestan tantos electrones como cargas positivas.2- Se dibuja una estructura esquemática con los símbolos atómicos unidosmediante enlaces sencillos.3- Se calcula el nº de e- de valencia que quedan disponibles.
4- Se distribuyen los e- de forma que se complete un octete para cada átomo.
Ejemplo 1: CH4
C: 1s22s2p2 " 4e-H: 1s1" 1e- x4= 4e-
8e-1)
2)
C
H
H
HH2)
Ejemplo 2: H2CO
C: 1s22s2p2 " 4e-H: 1s1" 1e- x2= 2e-O: 1s22s2p4 " 6e-
12e-1)
H
H
C O
3) e- de v. libres: 12-6= 6H
H
C O
4)
H
H
C O
31Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
-
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Reglas para las estructuras de Lewis
–
El H sólo puede adquirir 2e. Los elementos del 2ºperíodo: 8e y lo del 3ª y siguiente pueden ampliar elocteto.
– Escribir una fórmula con el elemento menoselectronegativo en el centro, enlazado por enlacessigma a los átomos periféricos.
–
Si la molécula es iónica sumar o restar su carga. – Para que se cumpla la regla del octecto: sumar loselectrones de valencia más los electrones compartidos.
– Asignar pares solitarios preferentemente a los átomosperiféricos.
32Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
-
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Estructuras de Lewis
Ejemplo 3: SiO4-4
Si: 3s2p2 " 4e-O: 2s2p4 " 6e-x4 = 24+ 4 cargas neg.
32 e-
2)
1)
3) e- de v. libres: 32-8= 24
4)
Si
O
O
OO
4-
Si
O
O
OO
4-
Ejemplo 4: SO2
S: 3s2p4 " 6e-O: 2s2p4 " 6e-x2 18 e-
2)
1)
3) e- de valencia libres: 18-4= 14
4)
S
O
S
O O
S
O O
33Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
-
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Tetracloruro de carbono CCl4 • El C es el átomo
central.
•
Electrones devalencia: C = 4,Cl = 7 cada uno.
•
4 + 4 (7) =32 o16 pares
-
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El Modelo de Lewis
•
No predice longitudes de enlace.
•
No da energías de enlace.
•
Si da órdenes de unión de algunoscompuestos de algunos elementos de losprimeros dos períodos.
Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral. 35
-
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Estructuras de Lewis
En ciertas ocasiones la estructura de Lewis no describecorrectamente las propiedades de la molécula que representa.
Ejemplo: Experimentalmente el ozono tiene dos enlaces idénticos mientrasque en la estructura de Lewis aparecen uno doble (+ corto) y uno sencillo (+largo).
O
OO
36Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
Formas Resonantes
-
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Estructuras de Lewis
O
OO
O
OO
Explicación: Suponer que los enlaces son promedios de las posibles situaciones
Formas resonantes
-
No son diferentes tipos de moléculas, solo hay un tipo.-
Las estructuras son equivalentes.- Sólo difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos.
or
Ejemplos comunes: O3, NO3-, SO42-, NO2, y benceno.
37Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
-
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Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral. 38
Puede existir más de unaestructura de lewis para el
Mismo compuesto?i.e.: CH3OH (metanol)
C OH H
H
H
HH OC
H H
Duuuhhh.. Cuál es la
correcta?
-
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Estructuras de Lewis
La carga formal es la diferencia entre el nº de e- de valencia yel nº de e- asignado en la estructura de Lewis (los e- no compartidos yla mitad de los e- compartidos).
Cf = X – ( Y + Z /2)X= nº de e- de valencia
Y= nº de e- no compartidos
Z= nº de e- compartidos
En ocasiones es posible escribir más de una estructura de Lewis para una mismamolécula:
Utilizando el concepto de carga formal podemos determinar cual es la estructurade Lewis más probable:
• Se considera correcto el valor de Cf sea mas próximo a 0• La Cf negativa debe estar localizada sobre el átomo +electronegativo
C OH H
H
H
HH OC
H H
I II
Carga formal (CF)
39
Para C: Cf= 4-(0+8/2)= 0Para O: C
f= 6-(4+4/2)= 0
Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
-
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Estructuras de Lewis
C OH
H
H
I) - Para C: Cf= 4-(0+8/2)= 0- Para O: Cf= 6-(4+4/2)= 0
II) HH OC
H H- Para C: Cf= 4-(2+6/2)= -1- Para O: Cf= 6-(2+6/2)= +1
Correcta!
Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral. 40
Carga formal (CF)
-
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Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral. 41
41Lewis-Geo. Molecular QuímicaGeneral PCI-14 RRAG-2012
Molécula CO2
Carga formal (CF)
-
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Ácido Carbónico
42
COH OH
O
Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
Carga formal (CF)
-
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Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral. 43
- Para C: Cf= 4-(2+6/2)= -1- Para N: Cf= 5-(2+6/2)= 0
Carga formal (CF)
CN-
Ejemplo determinar la estructura del ión cianuro:
C N
[C-N]-ev Para C: 4ev Para N: 5Carga =-1Total ev= 10
-
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Carga Formal
•
En la siguiente figura se indica el
cálculo de la carga formal de cada uno de
los átomos que integran el anión
carbonato:
Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral. 45
www.acienciasgalilei.com
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CARGA FORMALEl mismo cálculo se indica a continuación para
los átomos, excepto H, que componen la
molécula de nitrometano:
Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral. 46
www.acienciasgalilei.com
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Bicarbonato y Carbonato
47
CO-
O-
O
COH O-
O
COH O-
O
Na+
x
CO-
O-
O
x
Na+
Na+x
Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
-
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48
.. :
..H O
O
O
N
:
:..
..
Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
Calcularemos la carga formal de cadaátomo en esta estructura de Lewis.
-
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• El H comparte 2 electrones con el O.• Asignar 1 electrón al H y 1 al O.
•
Un átomo de H neutro tiene 1 electrón.• Así, la carga formar del H en el ácidonítrico es 0.
49
:
..H O
O
O
N
:
:..
..
..
Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
Carga formal de H
-
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• O tiene 4 electrones en enlacescovalentes.
•
Asigne 2 de estos 4 electrones al O.
•
O tiene dos pares no compartidos. Asignelos 4 electrones al O.• Así, el número total de electrones
asignados al O es 2 + 4 = 6.
50
Carga formal de O
:
..H O
O
O
N
:
:..
..
..
Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
-
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• El número de electrones del O es 6.
•
Un oxígeno neutro tiene 6 electrones• Así, la carga formal del oxígeno es 0.
51
Carga formal de O
:
..H O
O
O
N
:
:..
..
..
Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
-
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• El O tiene 6 electrones (4 electronesde pares libres + la mitad de 4
electrones enlazados).• Un O neutro tiene 6 electrones.• Así, la carga formal del O es 0.
52
Carga formal de O
:
..H O
O
O
N
:
:..
..
..
Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
-
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• El O tiene 7 electrones (6 electronesde pares libres + la mitad de 2
electrones enlazados).• Un O neutro tiene 6 electrones.• Así, la carga formal del O es -1.
53
Carga formal de O
:
..H O
O
O
N
:
:..
..
.. –
Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
-
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• El N tiene 4 electrones (la mitad de 8electrones en enlaces covalentes).
•
Un nitrógeno neutro tiene 5electrones.• Así, la carga formal del N es +1.
54
Carga formal de N
:
..H O
O
O
N
:
:..
..
..
+
Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
-
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• Una estructura de Lewis no esta
completa hasta que se indican lascargas formales (si es que hayalguna).
55
Cargas formales
:
..H O
O
O
N
:
:..
..
..
+
–
Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
-
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Carga formal del HNO3
Estructura Átomo e- valencia ! e- enlazados e- no enlazados Carga formal
N N 5 4 0 +1
O- O 6 1 6 -1
O= O 6 2 4 0
-OH O 6 2 4 0
O N O H
O
+1
-1
N OHO
O
Número de oxidación N=5+
HNO31+ -2
(3*2-) + (1+) = 5+
56Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
-
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Carga formal
57
Conteo de electrones" y cargasformales en NH4+ y BF4-
1
4
N
H
H H
H
+7
4
..
BF
F
F
F
..
......: :
: :
: :
..
–
Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
-
8/19/2019 Estructura de Lewis Quimica General
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•
La regla del octeto puede presentar lassiguientes excepciones:
58
# Moléculas con número impar deelectrones
# Moléculas donde un átomo tiene menos de un octeto
# Moléculas donde un átomo tiene más de un octeto
Excepciones a la regla del Octeto
Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
-
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Estructuras de Lewis
Excepciones a la regla del Octeto
N O NO (5+6=11 e- de valencia)
Otros ejemplos: ClO2, NO2
59Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
#
Moléculas con número impar deelectrones
• En la mayor parte de las moléculas, el número de electrones es par y es posible el apareamiento de los espines de los electrones.
• No obstante, algunas moléculas como NO contiene 5 + 6 electronesde valencia: es imposible el apareamiento completo de estos
electrones y no se puede tener un octeto alrededor de cada uno delos átomos.
-
8/19/2019 Estructura de Lewis Quimica General
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BF3 (3+7x3= 24 e- de valencia). BF
F
F
Ej: Compuestos de los grupos 1A, 2A y 3A.
Excepciones a la regla del Octeto
B) cuando hay menos de ocho electrones alrededor de un átomo deuna molécula o de un ion.Esta es una situación relativamente rara y se encuentra con mayorfrecuencia en compuestos de boro y berilio.
.
60Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
#
Moléculas donde un átomo tiene menos de un octeto
-
8/19/2019 Estructura de Lewis Quimica General
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61
•
En esta estructura solo hay seis electrones alrededor delátomo de boro.
• Para formar un octeto completo alrededor del borodebemos formar un doble enlace. Al hacerlo vemos que seforman tres estructuras de resonancia equivalentes:
B-
FF+
F
B-
F+
F
F
B-
FF
F+
Excepciones a la regla del Octeto
Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
-
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Estructuras de Lewis
PCl5 nº de e- de v = 5+7x5= 40 e-
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Otros ejemplos: ClF3, SF4, XeF2
Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d),donde se alojan los pares de e- extras. La clase más amplia de moléculas que violan
la regla consiste en especies en las que el átomo central está rodeado por mas de 4
pares de e-, tienen octetes expandidos.
Excepciones a la regla del Octeto
62Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
#
Moléculas donde un átomo tiene más de un octeto
-
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Resumen
1.
La Regla del octeto establece que al formar un enlace losátomos adquieren, pierden o comparten electones hastaque la capa de valencia complete 8 electrones.
2. Para la mayoría de las moléculas hay un máximo de 8electrones de valencia.
3. Excepciones: “capa de valencia expandida” (uso deorbitales d y f)
4. Las repulsiones entre electrones deben ser minimizadas.
5. La molécula debe alcanzar su mínimo de energía.
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Las estructuras de Lewis no explican:1. La forma o la geometría de una molécula.
2. La información de los orbitales donde proceden loselectrones o de donde se alojan definitivamente estos.Basta con contar los electrones de valencia y distribuirlos
correctamente alrededor del átomo.
Por ejemplo no explica la diferencia para estos compuestos deazufre
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S O
O
O
O
S
O
OS O
O
O
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Geometría Molecular
La forma molecular está determinada por:» Distancia de enlace " Distancia en línea recta, entre losnúcleos de los dos átomos enlazados.» Angulo de enlace " Angulo formado entre dos enlacesque contienen un átomo en común.
Geometría Molecular
Modelo de R epulsión de los P ares de E lectrones de la C apa de V alencia
La geometría molecular puede predecirse fácilmente basándonosen la repulsión entre pares electrónicos. En el modelo de RPECV, [ Valence
Shell Electron Pair Repulsion Theory (VSEPR) ] los pares de e- alrededorde un átomo se repelen entre sí, por ello, los orbitales que contienenestos pares de e-, se orientan de forma que queden lo más alejados quepuedan unos de otros.
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Teoría de repulsión de pares
electrónicos (RPECV) – Esta teoría predice la forma de una molécula, tomando
en cuenta la configuración más estable de los ángulos deenlace dentro de ella. De acuerdo con dicha teoría estaconfiguración se determina, principalmente, por las
interacciones de repulsión entre los pares de electrones enla capa de valencia del átomo central – Es un modelo muy simple que tiene como objetivo determinar
la geometría de una molécula. Ya que los pares de electronesalrededor de un átomo central (pares de electrones libres y/opares de electrones involucrados en los enlaces químicos)están cargados negativamente, entonces éstos tenderán aalejarse para minimizar la repulsión electrostática entreellos.
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El modelo de RPECV: Predicción de la geometríamolecular
a) Se dibuja la estructura de Lewis.
b) Se cuenta el nº de pares de e- de enlace y de no enlace alrededor del
átomo central y se colocan de forma que minimicen las repulsiones:
Geometría de los pares de e-. (Geometrías ideales)c) La geometría molecular final vendrá determinada en función de la importancia
de la repulsión entre los pares de e- de enlace y de no enlace.PS-PS>PS-PE >PE-PE
PS= Par Solitario (no enlace); PE= Par de enlace
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Estas geometrías se generan a partir de la repulsión de pares deelectrones de la capa de valencia, considerando:1. El átomo central esta unido a 2 o más átomos2. Los pares de electrones de la capa de valencia toman las
posiciones más alejadas posibles.3. Se consideran todos los elementos y electrones de valencia del
átomo central: pares enlazados y pares libres.4. La forma de la molécula es función de las posiciones de los
núcleos, de los pares de electrones enlazados y libres
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Reglas para la TRPECV
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Geometría Molecular
Nº de paresde e-
Geometría Angulo deenlace
2 (AX2) Linear 180o
3 (AX3) Trigonal
Planar
120o
4 (AX4) Tetrahedral 109.5o
5 (AX5) Trigonal
Bipyramidal90o / 120o
6 (AX6) Octahedral 90o
Geometría ideal
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Ejemplos de las reglas
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Menor repulsión !
CH4
C
H
H
H
HEstructura de Lewis:
109.5° 90°
Geometría Molecular
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1. Las geometrías ideales son:Número de coordinación 2 linealNúmero de coordinación 3 trigonal planarNúmero de coordinación 4 tetraédricaNúmero de coordinación 5 trigonal bipiramide
Número de coordinación 6 octaédrica
2. Las repulsiones varían: PS-PS > PS-PE > PE-PE – Cuando hay pares solitarios los ángulos son menores a los de las geometrías ideales. – Los pares solitarios seleccionan el sitio más grande en TBP ecuatorial – Si todos los sitios son iguales, los pares solitarios estarán en posición trans
3. Los enlaces dobles ocupan más espacio que los enlaces sencillos.4. Pares enlazados donde el sustituyente es electronegativo ocupan unmenor espacio que cuando el sustituyente es electropositivo
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Reglas para la TRPECV
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Geometrias permitidas en TRPECV
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TipsSi el átomo central pertenece a un elemento del tercer periodo o
posterior (4,5,..), hay dos posibilidades:a. Si el substituyente es oxígeno o halógenos, aplican las reglas.b. Si los substituyentes son menos electronegativos que los
halógenos y el oxígeno, los pares solitarios ocuparán unorbital s de no enlace y el par enlazado estará en orbitales pformando ángulos de 90°
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Geometría molecular para el ión NO 3 -
Los dobles enlaces son ignorados en RPECV
Geometría Molecular
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Geometría Molecular
Trigonal piramidal Tetrahédrica
Bent o V
Pares no enlazantes
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La TRPEV explica losángulos experimentales
Metano
H-C-H 109.5º
Amoníaco
H-N-H
107º
Agua
H-O-H
104.5º
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Lewis-Geo. Molecular Qca.Gral.
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Geometría Molecular
Nº paresde e-
Geometríade los pares
de e-
Nº paresde e-
de enlace
Nº paresde e-
de no enlaceGeometríamolecular
Ejemplo
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Nº paresde e-
Geometríade los pares
de e-
Nº paresde e-
de enlace
Nº paresde e-
de no enlaceGeometríamolecular
Ejemplo
Geometría Molecular
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Nº paresde e-
Geometríade los pares
de e-
Nº paresde e-
de enlace
Nº paresde e-
de no enlaceGeometríamolecular
Ejemplo
Geometría Molecular
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Geometría Molecular
Nº paresde e-
Geometríade los paresde e-
Nº paresde e-de enlace
Nº paresde e-de no enlace
Geometríamolecular
Ejemplo
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TRPECV L f d l
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@9#+(/"# '2#+"# 1(.( 1.%0%)2. '( %#+.5)+5.( 0%5&( /"'A)5'(@
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TRPECV; La forma de lasmoléculas
Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.
L f d l lé l
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La forma de las moléculasUn vistazo a la teoría de repulsión de pares de
electrones de la capa de valencia
Dos regiones de alta densidad
BeCl2 Dos regiones de enlace
Cero pares libres Be ClCl
Lineal
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TRPECV L f d l
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Tres regiones de alta densidad
BH3Tres regiones de enlace
Cero pares libres BH H
H
Trigonal plana
TRPECV; La forma de lasmoléculas
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TRPECV; La forma de las
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Tres regiones de alta densidad
NO2- Dos regiones de enlace
Un par libre N
O O
Angular
TRPECV; La forma de lasmoléculas
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Cuatro regiones de alta densidad
Cuatro regiones de enlaceCero pares libres C
HH
Tetraedrica
CH4
H
H
TRPECV; La forma de lasmoléculas
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TRPECV; La forma de las
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Seis regiones de alta densidad
Seis regiones de enlaceCero pares libres
Octaedrica
IF6+
I
F F
F F
F
F
TRPECV; La forma de lasmoléculas
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1) SO3 6) ClF3
2) C2H2 7) CO2
3) H2O 8) H3O+
4) SF4 9) XeF4
5) NH3 10) H2SO4
EjerciciosDeterminar la estructura molecular empleando el modelo VSEPR de:
TRPECV; La forma de las moléculas
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TRPECV; La forma de las
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SO3
trigonal plana
C2H2
lineal
H2O
angular
SF4
(bipiramide trigonal truncada)
balancin
NH3
piramidal
Respuestas
TRPECV; La forma de lasmoléculas
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OrbitalesAtómicos OrbitalesHíbridos Geometría Ejemplos
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OrbitalesAtómicos
OrbitalesHíbridos Geometría Ejemplos
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Resumen
Hibridación Geometría Rep.
sp (AX2) Lineal
sp2 (AX3
) Triangular
sp3 (AX4) Tetraédrica
sp3d (AX5) Bipiramidal
triangular
sp3d2 (AX6) Octaédrica
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