6 e V

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

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

3.  + 1 2 3 Estructuras Resonantes  + C.F.= (nº e átomo libre)  (nº total de e no enlazados) ½(nº total de e enlazantes) 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. 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. Excepciones a la Regla del Octeto :

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. 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

12. Moléculas con pares de electrones libres (PL) y pares de electrones de enlace (PE)

14. .. H2O .. Angular Piramidal Trigonal Tetraedro: CH4 :NH3 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 NH3 CO2 H2O CCl4 m = 0 D m = 1.47 D m = 0 D m = 1.85 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. 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz Hibridación sp3 Electrones de valencia Orbitales sp3 2s 2p Hibridación Perpendiculares HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS

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

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

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

31. HIBRIDACIÓN sp

32. 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. 3s 3p 3d Hibridación Orbitales d vacíos sp3d2 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 3px2 3py1 3pz1 3s2 3d

35. ORBITALES HÍBRIDOS Y SU FORMA