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UNIVERSIDAD DE GUANAJUATO
ESTRUCTURA DE LA MATERIA
DEPARTAMENTO DE QUMICADivisin de Ciencias Naturales y Exactas
CAMPUS GUANAJUATO
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Enlace Covalente
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ENLACE METLICO
ENLACE COVALENTE
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Estructura de la Zeolita (Tectosilicato)Dise J.Tehern L.
Apofilita estilbita
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ADN
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Estructuras de Lewis Regla del Octete Formas resonantes Carga formal Excepciones a la regla del octete
Geometra Molecular Teora RPECV
Polaridad de las Molculas Enlaces covalentes polares y no polares Molculas polares y no polares
Orbitales Atmicos-Hibridacin Orbitales hbridos Enlaces sigma y pi
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Fundamentos para comprender cmo se forman molculas y compuestos
G. N. Lewis (1875-1946): Los tomos se combinan con la finalidad dealcanzar una configuracin electrnica ms estable y la estabilidad mximaocurre cuando un tomo es isoelectrnico con un gas noble.Al interactuar los tomos para formar un enlace qumico slo participan susregiones ms externas. As, al estudiar los enlaces qumicos se considerande manera prioritaria los electrones de valencia.
SISTEMA DE PUNTOS DE LEWISSe desarroll para distinguir tanto los electrones de valencia, como paraasegurar que el nmero total de electrones no cambia en una reaccin
qumica.El smbolo de puntos de Lewis est formado por el smbolo del elemento yun punto por cada electrn de valencia en un tomo del elemento, como seindica en la Tabla de la siguiente diapositiva.
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DIAGRAMA DE PUNTOS DE LEWIS DE ELEMENTOS REPRESENTATIVOS YGASES NOBLES
Con excepcin del He, el nmero de electrones de valencia de cada tomocorresponde con el nmero de grupo del elemento ( Li =1, C = 4, Se = 6,). Loselementos de un mismo grupo tienen configuraciones electrnicas externassemejantes y por tanto los smbolos de puntos de Lewis son iguales.
(Metales de Transicin, Lantnidos y Actnidos = capas internas incompletas y difcildescripcin con smbolos de Lewis)
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Los gases nob les presentan gran estabilidad qumica, y existencomo molculas monoatmicas.
Su configuracin electrnica es muy estable y contiene 8 e en lacapa de valencia (excepto el He).
La idea de enlace covalente fue sugerida en 1916 por G. N. Lew is :
Estructuras de Lewis
G. N. Lew is
Los
tomos pueden adquirir estructura de gas noble compartiendoelectrones para formar un enlace de pares de electrones.The Atom and the Molecule,1916.
Electrones de valenciaHeNe ArKrXeRn
288888
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Estructuras de Lewis
En el enlace slo participan los electron es de valencia (los que seencuentran alojados en la ltima capa).Ej.: El enlace en la molcula de agua.
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Sm bo lo s de Lewis
Son una representacin grfica para comprender donde estn loselectrones en un tomo, colocando los electrones de valencia comopuntos alrededor del smbolo del elemento:
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H H O O N N
Tipos de pares de electrones:1. Pares de e compartidos entre dos tomos (representado conuna lnea entre los tomos unidos)
enlaces sencillos enlaces dobles enlaces triples
2. Pares de e no compartidos (par libre)
Regla del octetoLos tomos se unen compartiendo electrones hasta completar
la ltima capa con 8 e
(4 pares de e
), es decir alcanzar laconfiguracin de gas noble: ns 2np 6
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Reglas para el trazo de las estructuras de Lewis
Ejemplo 1: CH4
C: 1s22s2p2 4e-
H: 1s1
1e- x4= 4e-8e-
1)
2)
C
H
H
HH
2)
Ejemplo 2: H2COC: 1s22s2p2 4e-H: 1s1 1e- x2= 2e-O: 1s22s2p4 6e-
12e-1)
H
H
C O
3) e- de v. libres: 12-6= 6 H
H
C O
4)H
H
C O
Estructuras de Lewis
1. Se suman los e de valencia de los tomos presentes en la molcula.
Para un anin poliatmico se le aade un e
ms por cada carga negativay para un catin se restan tantos electrones como cargas positivas.2. Se dibuja una estructura esquemtica con los smbolos atmicosunidos mediante enlaces sencillos.3. Se calcula el nmero de e de valencia que quedan disponibles.
4. Se distribuyen los e
de forma que se complete un octete para cadatomo.
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Ion nitrito (NO2 ): Estructura de Lewis
1. Seleccin del tomo central. tomo de N (es uno solo y es menoselectronegativo que el O)
2. Nmero de e de valencia. N = 5 e O = 6 x 2 = 12 e
El ion posee una carga de 1, 1 e adicional,
Nmero total de e = 5 + 12 + 1 = 18 e 3. Pares de e . Cada O se enlaza al N, que usa 4 e , 2 para cada enlace. Los14 electrones restantes se ubican como 7 pares libres: Cada O toma unmximo de 3 pares libres, quedando entonces con 8 e , incluyendo el par delenlace. El sptimo par libre se ubica en el tomo de N.
4. Regla del octeto. Los 2 tomos de O tienen 8 electrones asignados. Eltomo de N posee slo 6 electrones asignados. Uno de los pares libres de unode los O debe formar un doble enlace O=N. Por lo tanto, se tiene unaestructura de resonancia.
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5. Trazar estructura. Las 2 estructuras de Lewis se dibujan con un tomode O doblemente enlazado con el tomo de N. El segundo tomo de O encada estructura se enlaza de manera simple con el tomo de N. Se ponencorchetes en cada estructura indicando la carga () en la parte superiorderecha de los corchetes. Se dibuje una flecha doble entre las dos formasde resonancia.
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Resonancia
Para algunas molculas y iones es difcil determinar los pareslibres que pueden formar enlaces dobles o triples. Esto es,cuando varios tomos del mismo elemento rodean el tomocentral y para estructuras poliatmicas.
Cuando esto ocurre, la estructura de Lewis para la molcula esuna estructura de resonancia, y existe como un hbrido deresonancia. Cada posibilidad se superpone con las otras, y seconsidera que la molcula posee una estructura de Lewisequivalente al promedio de estos estados.
El ion nitrato (NO3 ), por ejemplo, debe formar un enlace dobleentre el N y uno de los O para cumplir la regla del octeto para elN. Sin embargo, como la molcula es simtrica, no importa cualde los oxgenos forma el doble enlace. En este caso, existen 3estructuras de resonancia posibles.
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Para expresar la resonancia mediante la estructura de Lewis, setraza entre corchetes cada una de las formas posibles deresonancia, con flechas dobles entre ellas, o se trazan lneasdiscontinuas para representar los enlaces parciales.
Cuando se comparan las estructuras de resonancia para la mismamolcula, normalmente la de menor carga formal contribuye msal hbrido total de la resonancia.
Cuando las cargas formales son necesarias, se favorecen lasestructuras de resonancia que tienen cargas negativas en los
elementos ms electronegativos y cargas positivas en loselementos menos electronegativos.
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Hibridacin de la resonancia
En las estructuras de resonancia de Lewis, la estructura seescribe tal que parece que la molcula puede cambiar entre lasmltiples formas posibles. Sin embargo, la molcula en s noexiste como ninguna de las formas, sino como un hbrido detodas ellas.
En el caso del ion nitrato, existen dos enlaces simples y unenlace doble en cada forma de resonancia. Cuando se examina elion nitrato, sin embargo, cada enlace nitrgeno-oxgeno aparececomo si tuviera un orden de enlace de 1.333, es decir cada unotiene caractersticas como si estuviera compuesto de enlaces de
uno y un tercio. La longitud y la energa de cada enlace est enalgn lugar entre un enlace simple y un enlace doble.La estructura de resonancia no debe ser interpretada comoformas entre las cuales cambia la molcula, sino que la molculaacta con el promedio de las mltiples formas.
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OO O
Estructuras de Lewis
Formas ResonantesEn ciertas ocasiones la estructura de Lewis no describe correctamente laspropiedades de la molcula que representa.
Ejemplo: Experimentalmente el ozono tiene dos enlaces idnticosmientras que en la estructura de Lewis aparecen uno doble (ms corto) y
uno sencillo (ms largo).
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Estructuras de Lewis
O
OO
O
OO
Explicacin:Suponer que los enlaces son promedios de las posibles situaciones
Formas resonantes
- No son diferentes tipos de molculas, solo hay un tipo.- Las estructuras son equivalentes.- Slo difieren en la distribucin de los electrones, no de los tomos.
or
Ejemplos comunes: O3, NO3-, SO42-, NO2, y benceno .
O
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Representacin del nitrometano enmodelos CPK (Corey, Pauling y Koltum
esferas y radios de van der Waals)(blanco, H: negro, C; azul, N; rojo, O)En el nitrometano los oxgenos distan porigual (1.2 ) del nitrgeno. Cmo seexplica este hecho con frmulas deLewis?
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En el ion acetato sucede algo anlogo(dC-O=1.26 ).
Representacin de la distribucin de carga en elion acetato(verde +0.5; malva -0.5)
Las estructuras electrnicas reales del nitrometano y del ion acetato sonestructuras compuestas, promedio de las dos estructuras de Lewisrespectivas (formas resonantes ), y se dice que la molcula es un hbridode resonancia.
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Carga Formal
En las estructuras de Lewis, la carga formal se usa para describir la comparacin ycontribucin de las probables estructuras topolgicas y de las estructuras de resonanciadeterminando la carga electrnica evidente de cada tomo, basado sobre su covalenciaexclusiva asumida de la estructura del punto del electrn o el enlace covalente no polar.Esto tiene usos determinando la posible reconfiguracin de los electrones cuando serefiere a los mecanismos de reaccin, y generalmente resulta el mismo signo que la cargaparcial del tomo, con excepciones. En general, la carga formal de un tomo puede sercalculada usando la siguiente frmula, las definiciones no estndar asumidas para el
margen de beneficio utilizaron: Cf = Nv - Ue Bn/2 , donde:Cf = carga formal.Nv = nmero de electrones de valencia en un tomo libre.Ue = nmero de electrones no enlazados.Bn = nmero total de electrones de enlace, esto dividido entre dos.
La carga formal del tomo se calcula como la diferencia entre el nmero de electrones devalencia que un tomo neutro podra tener y el nmero de electrones que pertenecen a len la estructura de Lewis. Los electrones en los enlaces covalentes son divididosequitativamente entre los tomos involucrados en el enlace. El total de las cargas formalesen un ion debe ser igual a la carga del ion, y el total de las cargas formales en unamolcula neutra debe ser igual a cero.
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Ej.: en el ion amoniaco cada H tiene 2 e de valencia en unenlace covalente con el N y el N tiene 8 e de valencia de loscuales 2 forman cada uno de los enlaces NH
Para el Hidrgeno:Electrones de valencia propios 1Electrones de valencia enlazados 2Electrones de valencia sin enlazar 0Carga formal: 1 (2) 0 = 0 0
Cf = N
v - U
e B
n/2
Para el Nitrgeno:Electrones de valencia propios 5Electrones de valencia enlazados 8Electrones de valencia sin enlazar 0Carga formal: 5 (8) 0 = +1 +1
La carga formal neta es +1
Electronegatividad (Escala de Pauling): N = 3, H = 2.1
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Carga FormalLa carga formal es la diferencia entre el nmero de e de valencia y elnmero de e asignado en la estructura de Lewis (los e no compartidos
y la mitad de los e compartidos).
En ocasiones es posible escribir ms de una estructura de Lewis para unamisma molcula:
Utilizando el concepto de carga formal podemos determinar cual es laestructura de Lewis ms probable: El valor de C f sea mas prximo a 0 La Cf negativa debe estar localizada sobre el tomo mas electronegativo
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E d L i
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C OH H
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!
Otro ejemplo:
C N - Para C: Cf= 4-(2+6/2)= -1- Para N: Cf= 5-(2+6/2)= 0
T O
E t t d L i
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Excepciones a la regla del Octeto
Hay tres clases de excepciones a la regla del Octete:a) Molculas con n de e- impar.
N O
NO (5 + 6 = 11 e- de valencia)
Otros ejemplos: ClO2, NO2 (dixidos de cloro y de nitrgeno) b) Molculas en las cuales un tomo tiene menos de un octete .
BF3 (3 + 7 x 3 = 24 e- de valencia).
B
F
F
F
Ej: Compuestos de los grupos 1A, 2A y 3A.
T O Estructuras de Lewis
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P U S G U A N A J U A T Estructuras de Lewis
c) Molculas en las cuales un tomo tiene ms de un octete.
La clase ms amplia de molculas que violan la regla consiste enespecies en las que el tomo central est rodeado por mas de 4pares de e-, tienen octetes expandidos.
PCl5 XeF4 n de e- de v 5+7x5= 40 e-
P
Cl
Cl
ClCl
Cl
n de e- de v 8+7x4= 36 e-
XeF
F F
F
Otros ejemplos: ClF3, SF4, XeF2Todos estos tomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d),donde se alojan los pares de e- extras.
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G t M l l
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P U S G U A N A J U A T Geometra Molecular
Forma molecular est determinada por: Distancia de enlace Distancia en lnea recta, entrelos ncleos de los dos tomos enlazados. Angulo de enlace Angulo formado entre dosenlaces que contienen un tomo en comn.
Forma Molecular
Modelo de Repulsin de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia
La geometra molecular puede predecirse fcilmente basndonos en larepulsin entre pares electrnicos. En el modelo de RPECV, [Valence ShellElectron Pair Repulsion Theory (VSEPR)] los pares de e- alrededor de untomo se repelen entre s, por ello, los orbitales que contienen estos paresde e-, se orientan de forma que queden lo ms alejados que puedan unos deotros.
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GEOMETRA MOLECULAR
Distribucin tridimensional de los tomos en una molcula, lacual influye en sus propiedades fsicas y qumicas (densidad,punto de fusin, punto de ebullicin, dureza, reactividad, entreotras)
Puede determinarse experimentalmente con varias herramientasanalticas.
Las estructuras de Lewis no aportan sobre la previsiblegeometra molecular.
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MODELO DE REPULSIN DE PARES DE ELECTRONES DE LA CAPADE VALENCIA (RPECV)
Modelo sencillo para predecir la GEOMETRA MOLECULAR, basado enla suposicin de que los pares de electrones de la capa de valencia de
un tomo se repelen entre s.Capa de valencia: electrones involucrados en los enlaces moleculares.
Molculas enlace covalente par de electrones (par enlazante) unin de tomos en los enlaces qumicos.
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MOLCULA POLIATMICA: uno o ms enlaces entre un tomo central
y los tomos del entorno molecular.El modelo de la RPECV considera que la repulsin entre los electronesde los diferentes pares enlazantes define una estructura en la queestos pares enlazantes se mantienen lo ms alejado posible, paraestablecer una geometra espacial en la que la repulsin es mnima.
RPECV
Explica y define la distribucin geomtrica de los pares de electronesque rodean a un tomo central en una molcula, en trminos de larepulsin electrosttica entre estos pares de electrones.
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El modelo de la RPECV predice la geometra de una molcula bajo la
siguiente secuencia:1. Se describe la estructura de Lewis, a partir de la cual se deduce el
nmero de pares de electrones presentes en el tomo central(pares enlazantes y pares libres)
2. Los pares de electrones se distribuyen espacialmente, de formaque se reduzcan las repulsiones. Cuando los pares libres tienenopcin de acomodarse en posiciones no equivalentes, se ubicanen la posicin que reduzca lo ms posible las repulsiones.
3. La geometra molecular se determina por la posicin de lostomos del entorno. La posicin de los tomos perifricosdeterminan la geometra molecular.
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La aplicacin del modelo de la RPECV requiere considerar dosreglas:
1. Para la repulsin de los pares de electrones, para fines prcticosy cualitativos, los dobles y triples enlaces se tratarn comoenlaces sencillos (esto no es real, ya que los enlaces dobles y
triples tienen mayor densidad electrnica y ocupan un mayorespacio)
2. Cuando una molcula tiene dos o ms formas resonantes, elmodelo se aplicar a una cualquiera de ellas. De manera general,las cargas formales no se muestran.
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Para estudiar el modelo de la RPECV, las molculas se clasifican endos categoras:
I. Molculas en las que el tomo central no tiene pares de
electrones libres.II. Molculas en las que el tomo central tiene uno o ms pares de
electrones libres.
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I.Molculas en las que el tomo central no tiene pares de electroneslibres.
Distribucin de pares de electrones en el entorno de un tomocentral, A (sin pares libres), en una molcula AB X (X = 1, 2, 3, 4, 5, 6) yla geometra de mnima repulsin establecida.
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Ej.: BeCl2, HgCl2
Ej.: BF3 ngulos de enlace = 120
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Geometra molecular para el in NO 3-
Los dobles enlaces son ignorados en RPECV
Geometra Molecular
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Ej.: CH4, NH4+
ngulos de enlace = 109.5
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Ej.: PCl5
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Ej.: SF6
ngulos de enlace = 90
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II. Molculas en las que el tomo central tiene uno o ms pares deelectrones libres.
La geometra molecular es ms complicada si el tomo central tienepares libres y pares enlazantes, dndose tres tipos de fuerzas derepulsin de acuerdo al modelo de RPECV:
Repulsin par libre vs par libre >
Repulsin par libre vs par enlazante > Repulsin par enlazante vs par enlazante
Los electrones de enlace estn unidos por las fuerzas de atraccinejercidas por los ncleos de los tomos y tienen menor distribucinespacial, es decir, ocupan menos espacio que los pares libres, loscuales estn asociados slo a un tomo particular.
Al ocupar mayor espacio, los pares libres experimentan mayorrepulsin hacia otros pares libres y hacia los pares enlazantes.
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DESIGNACIN
ABxEy
A = tomo central
B = nmero de tomos perifricos (x = 1, 2, 3, 4, ) E = nmero de pares libres en tomo central (y = 1, 2, )
MOLCULA MS SENCILLA DE ESTE TIPO:
AB2E
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Ejemplo de AB 2E
Dixido de Azufre (SO 2)
ngulo OSO menor de 120, acercndose los dos enlaces S O debidoa la repulsin par libre par enlazante.
A T O
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DIVISIN DE C IENCIASNATURALES Y EXACTAS
C A M P U S G U A N A J U
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A T O
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DIVISIN DE C IENCIASNATURALES Y EXACTAS
C A M P U S G U A N A J U AB3E
U A T O
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DIVISIN DE C IENCIASNATURALES Y EXACTAS
C A M P U S G U A N A J U
Trigonal piramidal Tetrahdrica
U A T O
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DIVISIN DE C IENCIASNATURALES Y EXACTAS
C A M P U S G U A N A J U
Bent o V
AB2E2
U A T O
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C A M P U S G U A N A J U