estructura de lewis quimica general

8/19/2019 Estructura de Lewis Quimica General

1/93

1

GRUPOS

P E R Í O

D O S

Lewis-Geo. Molecular Qca. Gral.


2/93

lasificación

04-09-14 Química General PCI-14 RTAG-2012 2


3/93

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!?



4/93

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.



5/93

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.


6/93

Longitud de

enlace• Es la distancia entre dos núcleosen un enlace químico

Energía de enlace


7/93

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8/93

Enlace covalente vs Enlace iónico



9/93

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


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.


10/93

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.


11/93

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)



12/93

Moléculas covalentes polares:el centro geométrico de "- no coincidecon el centro geométrico de "+



13/93

Molécula de Hidrógeno: H2

Tipos de enlaces covalentes:



14/93

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


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



17/93

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•

G6$"/( #(. ,*(-(. N6& 8(+-$" 6"$ -(# #$ /08&+&"%0$ &" !3P3 Q L

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. .04-09-14 Química General PCI-14 RTAG-2012 23


18/93

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.


19/93

El Modelo de Lewis

Gilbert Newton Lewis(1875-1946)

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/$+ -(#


20/93

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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21/93


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.


22/93


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



23/93

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.



24/93

Molécula N2Molécula CO2

•

Orden de enlace: número de pares de e- quecontribuyen al enlace entre dos átomos.

Enlaces covalentes múltiples



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¿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



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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.



27/93


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



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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


29/93

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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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


Formas Resonantes


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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.



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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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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



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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!


Carga formal (CF)


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41Lewis-Geo. Molecular QuímicaGeneral PCI-14 RRAG-2012

Molécula CO2

Carga formal (CF)


36/93

Ácido Carbónico

42

COH OH

O


Carga formal (CF)


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- 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


38/93

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:


www.acienciasgalilei.com


39/93

CARGA FORMALEl mismo cálculo se indica a continuación para

los átomos, excepto H, que componen la

molécula de nitrometano:


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



41/93

48

.. :

..H O

O

O

N

:

:..

..


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

:

:..

..

..


Carga formal de H


43/93

• 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

:

:..

..

..



44/93

• 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

:

:..

..

..



45/93

• 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

:

:..

..

..



46/93

• 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

:

:..

..

.. –



47/93

• 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

:

:..

..

..

+



48/93

• 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

:

:..

..

..

+

–



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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+



50/93

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

..

......: :

: :

: :

..

–



51/93

•

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



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N O NO (5+6=11 e- de valencia)

Otros ejemplos: ClO2, NO2


#

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.


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BF3 (3+7x3= 24 e- de valencia). BF

F

F

Ej: Compuestos de los grupos 1A, 2A y 3A.


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.

.


#

Moléculas donde un átomo tiene menos de un octeto


54/93

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+




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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.



#

Moléculas donde un átomo tiene más de un octeto


56/93

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

64

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.


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.



59/93

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


Reglas para la TRPECV


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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



65/93

Menor repulsión !

CH4

C

H

H

H

HEstructura de Lewis:

109.5° 90°




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Lewis-Geo. Molecular Qca.Gral.

73


67/93


74


68/93


75


69/93


76


70/93


77


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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


Reglas para la TRPECV


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Geometrias permitidas en TRPECV

80


73/93


81


74/93

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°



75/93

Geometría molecular para el ión NO 3 -

Los dobles enlaces son ignorados en RPECV




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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



78/93


87


79/93


Nº paresde e-

Geometríade los pares

de e-

Nº paresde e-

de enlace

Nº paresde e-

de no enlaceGeometríamolecular

Ejemplo



80/93

Nº paresde e-


de e-

Nº paresde e-

de enlace

Nº paresde e-


Ejemplo




81/93

Nº paresde e-


de e-

Nº paresde e-

de enlace

Nº paresde e-


Ejemplo




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Nº paresde e-

Geometríade los paresde e-

Nº paresde e-de enlace

Nº paresde e-de no enlace

Geometríamolecular

Ejemplo


TRPECV L f d l


83/93

@9#+(/"# '2#+"# 1(.( 1.%0%)2. '( %#+.5)+5.( 0%5&( /"'A)5'(@

92

TRPECV; La forma de lasmoléculas


L f d l lé l


84/93

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


TRPECV L f d l


85/93

Tres regiones de alta densidad

BH3Tres regiones de enlace

Cero pares libres BH H

H

Trigonal plana



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




87/93

Cuatro regiones de alta densidad

Cuatro regiones de enlaceCero pares libres C

HH

Tetraedrica

CH4

H

H





88/93

Seis regiones de alta densidad

Seis regiones de enlaceCero pares libres

Octaedrica

IF6+

I

F F

F F

F

F




89/93

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




90/93

SO3

trigonal plana

C2H2

lineal

H2O

angular

SF4

(bipiramide trigonal truncada)

balancin

NH3

piramidal

Respuestas




91/93

OrbitalesAtómicos OrbitalesHíbridos Geometría Ejemplos



92/93

OrbitalesAtómicos

OrbitalesHíbridos Geometría Ejemplos



93/93

Resumen

Hibridación Geometría Rep.

sp (AX2) Lineal

sp2 (AX3

) Triangular

sp3 (AX4) Tetraédrica

sp3d (AX5) Bipiramidal

triangular

sp3d2 (AX6) Octaédrica

130

estructura de lewis quimica general

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