Modelo de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV)

1. 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 • 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

2. Moléculas sin pares de electrones libres

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

5. 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

6. 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

7. 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

8. Ejemplos NH3 CO2 H2O CH4 m = 0 D m = 1.47 D m = 0 D m = 1.85 D

9. Teoría del enlace de valencia • Visión mecánico cuántica • Los enlaces se forman por el traslape de dos orbitales atómicos (dos orbitales comparten una región común del espacio) • El enlace se forma cuando la energía potencial del sistema alcanza un valor mínimo (punto de máxima estabilidad)

10. Hibridación de los orbitales atómicos para formar enlaces covalentes • Orbitales híbridos • Son orbitales atómicos que se obtienen cuando dos o más orbitales no equivalentes del mismo átomo se combinan preparándose para la formación del enlace covalente • Tipos de hibridaciones • hibridación sp3 • hibridación sp2 • hibridación sp3d • hibridación sp3d2

11. Hibridación sp3 Promoción hibridación CH4 C 1s2 2s2p2 1 orbital s 3 orbitales p 4 orbitales sp3 (distribución tetraédrica) NH3 H2O

12. Hibridación sp2 BF3 Promoción hibridación B 1s2 2s2p1 1 orbital s 2 orbitales p 3 orbitales sp2 (distribución triangular plana)

13. Hibridación sp BeF2 F 1s2 2s2p5 promoción Be 1s2 2s2 Hibridación de orbitales

14. 1 orbital s 1 orbital p 2 orbitales sp (distribución lineal) Be Orbitales sp híbridos Orbitales p

15. Hibridación sp3d 1 orbital s + 3 orbitales p + 1 orbital d  PCl5, SF4, ClF3, I3- 5 orbitales sp3d (distribución bipirámide trigonal) Hibridación sp3d2 1 orbital s + 3 orbitales p + 2 orbital d  6 orbitales sp3d2 (distribución octaédrica) BrF5, SF6, XeF4

16. Pasos a seguir para la hibridación de orbitales atómicos • Dibujar la estructura de Lewis de la molécula • A partir del número de pares de electrones (tanto libres como enlazantes) que rodean al átomo central, deducir el tipo de hibridación • Los ángulos que forman los orbitales híbridos en la molécula coinciden con los ángulos entre los pares de electrones en el modelo de RPECV Ejemplo: NH3 4 orbitales híbridos  hibridación sp3 Distribución tetraédrica, geometría piramidal

17. Hibridación en moléculas que contienen dobles y triples enlaces Etileno CH2=CH2 Promoción hibridación

18. Se dan dos tipos de enlaces covalentes • enlaces sigma (s) : enlaces formados por la unión de los núcleos de los átomos enlazados • enlaces pi (p) : enlaces formados por la unión lateral de los orbitales con la densidad electrónica concentrada arriba y abajo del plano que forman los núcleos de los átomos enlazados Enlace s Enlace p

19. Diferencias entre modelo RPECV y modelo de EV

20. Teoría de los orbitales moleculares • La molécula es un ente único donde los electrones ocupan regiones del espacio delimitadas por los llamados orbitales moleculares • Las combinaciones de dos orbitales atómicos dan lugar a dos orbitales moleculares: • enlazante : la densidad electrónica es máxima • antienlazante : la densidad electrónica es nula • Orden de enlace : magnitud que da información acerca de la fuerza con la que están enlazados los átomos en una molécula OE = 1/2( nºe- en OM enlazantes - nºe- en OM antienlazantes)

21. Orbital antienlazante Orbital enlazante

22. Diagrama para moléculas diátomicas del 2º período: (Li2, B2, C2, N2) O2, F2

23. Diagrama para un compuesto heteroatómico