Enlace Químico(I) ENLACE COVALENTE Teoría de Lewis. Regla del Octeto

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1 Enlace Químico(I) ENLACE CVALENTE Teoría de Lewis. Regla del cteto F q e r q 2 p

2 SIMBLS DE LEWIS; ENLACE CVALENTE

3 SIMBLS DE LEWIS: ENLACES MULTIPLES

4 PLARIDAD DE LS ENLACES: ELECTRNEGATIVIDAD ENLACES CVALENTES PLARES

5 PLARIDAD DE LS ENLACES: ELECTRNEGATIVIDAD ENLACES CVALENTES PLARES Cl + H H Cl δ+ H Cl δ- Momento Dipolar = µ = Q.r H µ H

6 ESTRUCTURAS DE LEWIS: ESCRITURA 1.ELECCIN DE UN ESQUELET SIMETRIC PARA LA MLÉCULA IN A. EL MÁS ELECTRNEGATIV SUELE SER EL ÁTM CENTRAL B. LS ÁTMS DE N SE ENLAZAN ENTRE SI, EXCEPT 2, 3, 2 2-, 2 - EJEMPL: ANIN SULFAT: S S C.EN LS XACIDS EL H SE ENLAZA HABITUALMENTE A UN ÁTM DE EJEMPL: ACID FSFÓNIC (H 3 P 3 ) Y FSFÍNIC (H 3 P 2 ) P H H H P H H H

7 D.PARA INES MLÉCULAS CN MÁS DE UN ÁTM CENTRAL SE ELIGE EL ESQUELET L MÁS SIMÉTRIC PSIBLE 2- P P 2. CALCULAR N, EL NÚMER DE ELECTRNES DE VALENCIA NECESARIS PARA QUE LS ÁTMS DE LA MLÉCULA ADQUIERAN CNFIGURACIN DE GAS NBL H 2 S 4 S 4 2- N= 1 8(átomoS)+4 8(átomo)+2 2(átomoH)=44electrone N= 1 8(átomoS)+4 8(átomo)=40electrones 3. CALCULAR D, EL NÚMER DE ELECTRNES DE VALENCIA DISPNIBLES EN LA CAPA DE VALENCIA. PARA ANINES SE SUMAN LAS CARGAS NEGATIVAS, PARA CATINES SE RESTAN LAS PSITIVAS H 2 S 4 S 4 2- D= 1 6(átomoS)+4 6(átomo)+2 1(átomoH)=32electrone D= 1 6(átomoS)+4 6(átomo) + 2(CARGA) =32electrone

8 4. CALCULAR C, EL NÚMER DE ELECTRNES CMPARTIDS C=N-D H 2 S 4 C= 44-32= 12electrones (6 PARES) 5. CLCAR C EN EL ESQUELET CM PARES CMPARTIDS (USAND DBLE Y TRIPLES ENLACES CUAND SEA NECESARI) H S 6. CLCAR LS ELECTRNES ADICINALES CM PARES N CMPARTIDS HASTA LLENAR EL CTET H S H H PARES CMPARTIDS 32 e valencia-12 compartidos 20 e no compartidos

9 ESTRUCTURAS DE LEWIS: CARGA FRMAL LA CARGA FRMAL DE UN ÁTM ES LA CARGA QUE TENDRÍA EL ÁTM SI TDS LS ÁTMS TUVIESEN LA MISMA ELECTRNEGATIVIDAD. CARGA FRMAL = CF= ELECTRNES VALENCIA- ELECTRNES ASIGNADS ELECTRNES ASIGNADS= ELECTRNES N CMPARTIDS +1/2 CMPARTIDS ESTRUCTURA DE LEWIS ANIN CIANUR N = 8(C)+ 8(N)=16 D = 4+5+1(carga anión)=10 electrones C = 16-10=6 electrones, 3 pares En general cuando hay varias posibles estructuras de Lewis. C N -1 0 CF(C)= 4-[2+1/2(6)]=-1 CF(N)= 5-[2+1/2(6)]= 0 -La formula más probable es aquella en la que las cargas formales es 0 ó tan próxima a 0 como sea posible. -Las cargas formales negativas es más probable que se encuentren en los átomos más electronegativos. -Las formulas de Lewis en las que átomos adyacentes tienen cargas formales del mismo signo habitualmente son representaciones exactas.

10 C 2 C C e - valencia e - asignados CARGA FRMAL [NCS] N C S N C S N C S e - valencia e - asignados CARGA FRMAL

11 ESTRUCTURAS RESNANTES zono: Híbrido de resonancia Energía de resonancia = Energía de combinación de las formas resonantes - Energía de la forma más estables Estructuras resonantes deben: -Tener energías similares -Tener la misma posición relativa de los átomos -Tener el mismo número de electrones desapareados

12 ESTRUCTURAS DE LEWIS: EXCEPCINES A LA REGLA DEL CTET Hay tres principales excepciones a la la regla Moléculas con un un número impar de de electrones Moléculas en en las que un un átomo tiene menos de de un un octeto Moléculas en en las que un un átomo tiene más de de un un octeto. 1. Número impar de electrones 1. Número impar de electrones N 11 electrones 11 electrones N 17 electrones 17 electrones

13 2. Menos de un octeto 2. Menos de un octeto Hay menos de de 8 electrones alrededor de de un un átomo en en una molécula o ión. Esta situación suele encontrarse en en compuestos de de Be y B. B. BF 3 BF 3 N = 3 8 (F) (F) (B) = 30 30e -- necesarios D = 3 7 (F) (F) (B) = 24 24e - disponibles - C = N D = 6 electrones, 3 pares F F B F Alrededor del B solo hay 6 electrones Alrededor del B solo hay 6 electrones

14 F F F F B F F B F F B F El El octeto puede completarse formando un un doble enlace, al al hacerlo se se obtienen 3 estructuras resonantes en en las las que que el el F comparte electrones adicionales con con el el átomo de de B, B, lo lo que que no no es es congruente con con la la elevada electronegatividad del del F, F, por por tanto, estas estas estructuras resonantes son son poco poco significativas, normalmente el el BF BF 3 se con la 3 se representa con la primera estructura. El El comportamiento químico del del trifluoruro de de boro boro coincide además con con la la primera estructura, reacciona vigorosamente con con moléculas con con un un par par de de electrones no no compartidos, con con los los que que el el B forma un un enlace. NH 3 + BF 3 H 3 N BF 3

15 En En Be Bey B usamos 4 y 6 electrones necesarios respectivamente para para escribir la la estructura de de Lewis. BeCl 2 BeCl 2 N = 2 8 (Cl) (Be) = 20 20e -- necesarios D = 3 7 (Cl) (Be) = 16 16e -- disponibles C = N D = 4 electrones (2 (2 pares) Cl Be Cl e - valencia e - asignados Carga formal 0 0 0

16 3. Más de un octeto 3. Más de un octeto Consiste en en moléculas o iones en en los que hay más de de 8 electrones en en la la capa de de valencia de de un un átomo. En este caso para escribir las estructuras de Lewis se añaden las siguientes reglas En este caso para escribir las estructuras de Lewis se añaden las siguientes reglas 1º- 1º-Si Si el el número de de electrones compartidos (C) es es menor que el el de de electrones necesarios para enlazar todos los los átomos al al átomo central, el el valor de de C se se aumenta para cumplir el el número de de electrones necesarios. 2º- 2º-Si Si C se se aumenta, los los octetos de de los los átomos podrían satisfacerse antes de de que todos los los electrones disponibles hayan sido colocados, en en este caso los los electrones extra se se sitúan sobre el el átomo central. Se Se habla de de octetos expandidos.

17 PF 5 F Cargas formales CF(F) = 7 7 = 0 CF(P) = 5 5 = 0 F F P F F N = 5 8 (F) (F) (P) (P) = e -- necesarios D = 5 7 (F) (F) (P) (P) = e -- disponibles C = N D = 8 electrones (4 (4 pares) Se aumenta a 5 pares compartidos Se aumenta a 5 pares compartidos

18 tros ejemplos de de iones o moléculas con con octetos expandidos son son SF SF 4, AsF 6, ICl 4. 4, AsF 6, ICl 4. Solo Solo se se observan capas expandidas a partir del del tercer período de de la la tabla tabla periódica. Los Los elementos del del segundo período solo solo tienen electrones 2s 2sy 2p 2pdisponibles para para formar enlaces, estos estos orbitales pueden contener un un máximo de de 8 electrones. A partir del del tercer período además de de orbitales ns nsy np npexisten orbitales d sin sin llenar que que pueden servir para para formar enlaces. Capa de valencia del fósforo 3s 3p 3d El El tamaño es es también importante cuanto más más grande sea sea el el átomo central más más electrones podrán rodearlo, en en cuanto al al tamaño de de los los átomos circundantes las las capas de de valencia expandidas se se dan dan frecuentemente cuando el el átomo central está está unido a átomos pequeños y electronegativos, como son son F, F, Cl Cl y..

19 CTETS EXPANDIDS

20 FUERZA DE LS ENLACES CVALENTES Entalpía de enlace y Entalpía de enlace media Cl-Cl(g) 2Cl(g) H= 242 Kj/mol = D(Cl-Cl) CH 4 (g) C(g) + 4H(g) H= 1652 Kj/mol H media =1652/4 Kj/mol D(C-H)=413Kj/mol PRCES ENERGÍA REQUERIDA kj/mol CH 4 (g) --> CH 3 (g) + H(g) 435 CH 3 (g) --> CH 2 (g) + H(g) 453 CH 2 (g) --> CH(g) + H(g) 425 CH(g) --> C(g) + H(g) 339 TTAL 1652 PRMEDI 1652/4 = 413

21 FUERZA DE LS ENLACES CVALENTES Entalpía de reacción H R = Σn H REACTIVS -Σn H PRDUCTS Ej CH 3 -H(g) + Cl-Cl(g) CH 3 Cl(g) + HCl(g) H R =? H R = [D(Cl-Cl)+D(H-C)]-[D(C-Cl)+D(H-Cl)] H R = [ ]-[ )]= -104Kj/mol Ej H-H(g) + F-F(g) 2HF(g) H R =? H R = [D(H-H)+D(F-F)]-[2D(HF)] H R = [ ]-[2 839]= -1092Kj/mol

22 ENERGÍA DE ENLACE PRMEDI, kj/mol H - H 432 N - H 391 I - I 149 C = C 614 H - F 839 N - N 160 I - Cl 208 C C 839 H - Cl 427 N - F 272 I - Br 175 = 495 H - Br 363 N - Cl 200 C = 799 H - I 295 N - Br 243 S - H 347 C 1072 N S - F 327 N = 607 C - H H 467 S - Cl 252 N = N 418 C - C S - Br 218 N N 941 C - N F 190 S - S 266 C N 891 C Cl 203 C = N 615 C - F I 234 Si - Si 340 C - Cl 339 F - F 154 Si - H 393 C - Br 276 F - Cl 253 Si - C 360 C - I 240 F - Br 237 Si C - S 259 Cl - Cl 239 Cl - Br 218 Br - Br 193

23 Longitud de enlace LNGITUDES DE ALGUNS ENLACES Enlace Tipo de Enlace Longitud (pm) Energía de Enlace (kj/mol) C - C simple C = C doble C C triple C - simple C = doble C - N simple C = N doble C N triple

24 H Nitroglicerina H C H C H C H N N N Trinitrotolueno CH 3 2 N N 2 N 2 6N 2 (g) + 12C 2 (g)+ 10H 2 (g) + 2 (g)

25 MDEL VSPER LA FRMA DE LAS MLÉCULAS Y MDEL DE REPULSINES DE PARES DE ELECTRNES DE VALENCIA Cl Cl LNGITUDES DE C ENLACE Cl Cl Cl Cl C Cl Cl ANGULS DE ENLACE

26 GEMETRIAS PREFERIDAS

27 GEMETRIAS PREFERIDAS

28 GEMETRIAS MLECULARES SEGÚN RPENV (VSPER) 1.-Dibujar la estructura de Lewis 2.-Contar el número total de pares de electrones que rodean al átomo central y colocarlos de modo que las repulsiones entre estos pares sean mínimas. 3.-Describir la geometria molecular en terminos de la disposición angular de los pares enlazantes o átomos enlazados. 4.-La aplicación del modelo a moléculas con enlaces múltiples revela que un enlace doble o triple tiene básicamente el mismo efecto sobre los ángulos de enlace que uno sencillo se añade una regla adicional. Un doble o triple enlace se cuenta como un par enlazante al predecir la geometria. Ej- =C= con dos enlaces C= que cuentan como 2 pares de electrones, el modelo predice que la molécula es lineal.

29 GEMETRIAS MLECULARES SEGÚN RPENV (VSPER) Total Pares electrones Geometria Pares electrones Pares Enlazantes Total Pares no Enlazantes Geometria molecular Ejemplos 2 lineal 2 0 BeF 2 C 2 3 Plana trigonal 3 0 Plana trigonal BF 3 C Plana trigonal 2 1 Angular H 2 S 2 4 Tetraedrica 4 0 Tetraedrica CH 4 S 4 2-

30 GEMETRIAS MLECULARES SEGÚN RPENV (VSPER) Total Pares electrones Geometria Pares electrones Pares Enlazantes Total Pares no Enlazantes Geometria molecular Ejemplos 4 tetraedrica 3 1 Pirámide trigonal NH 3 H Tetraedrica 2 2 Angular H 2 ICl Bipirámide trigonal 5 0 Bipirámide trigonal PCl 5 5 Bipirámide trigonal 4 1 Balancin SF 4, TeCl 4, IF 4

31 GEMETRIAS MLECULARES SEGÚN RPENV (VSPER) Total Pares electrones 5 Geometria Pares electrones Bipirámide trigonal Pares Enlazantes 3 Total Pares no Enlazantes 2 Geometria molecular En forma de T Ejemplos ClF 3 5 Bipirámide Trigonal 2 3 lineal XeF 2 I ctaedrica octaedrica octaedrica Pirámide de base cuadrada SF 6, PF 6-, SiF 6 2- BrF 5 SbCl 5 2-

32 GEMETRIAS MLECULARES SEGÚN RPENV (VSPER) Total Pares electrones 6 Geometria Pares electrones octaedrica Pares Enlazantes 4 Total Pares no Enlazantes 2 Geometria molecular Plano cuadrada Ejemplos XeF 4 ICl 4 - H H C 109,5 H H H N H H H ,5 H

33 Axial 90 o 120 o Ecuatorial

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36 TERÍA DE ENLACE DE VALENCIA

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39 Be 1s 2 2s 2 Promoción Be 1s 2 2s 1 2p 1 HIBRIDACIÓN 1s 2s 2p 1s 2s 2p E Hibridación 2p 2p sp sp F 2s Be F F Be F 2p sp sp 2p

40 RBITALES HIBRIDS sp

41 RBITALES HIBRIDS sp 2

42 rbitales híbridos sp 3

43 HIBRIDACIÓN sp 3

44 HIBRIDACIÓN sp 3

45 HIBRIDACIÓN dsp 3

46 HIBRIDACIÓN sp 3 d 2

47 HIBRIDACIÓN sp 3 d 2

48 ENLACES MÚLTIPLES CADA ÁTM DE CARBN TIENE GEMETRIA PLANA TRIGNAL. LA MLÉCULA ES PLANA, LS ÁNGULS H-C-H Y H-C-C SN DE 120º

49 ENLACES MÚLTIPLES

50 ENLACES MÚLTIPLES

51 ENLACES MÚLTIPLES

52 RBITALES MLECULARES

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