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Enlaces Covalentes y Compuestos Moleculares Nota: Los estudiantes y las aulas con iPads deben descargar el programa gratuito "Puntos de Lewis" y pueden utilizarlo en todas las diapositivas que haya que dibujarlos

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Enlaces Covalentes y Geometría Molecular Examine estas dos formas de un mismo compuesto, el ibuprofeno.

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Enlaces Covalentes y Geometría Molecular Esta forma de ibuprofeno es Esta forma de ibuprofeno aproximadamente 100 veces mas prácticamente no tiene efecto efectiva para el alivio del dolor antiinflamatorio. que la otra forma.

A pesar de que contienen exactamente el mismo número y tipo de átomos, estas dos moléculas tienen propiedades químicas muy diferentes.

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Enlaces Covalentes y Geometría Molecular Mira a tu alrededor. La propiedades químicas de las cosas dependen no sólo de qué están hechas las cosas sino también de cómo están organizadas, es decir, cómo son en su conjunto. (¡Recuerden esto para el próximo año en Biología! En esta unidad, vamos a explorar aquello que provoca que las moléculas tengan diferentes formas. Mas tarde, examinaremos como la geometría molecular afecta a las diferentes propiedades químicas.

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Enlaces Químicos Hay tres tipos básicos de enlaces:

Iónico - se debe a la atracción electrostática entre iones (un átomo cede un electrón y otro lo toma) Covalente - se debe a que los átomos comparten electrones Metálico - cada átomo de un metal se enlaza a otro en una "nube" de electrones (se verá en la próxima unidad)

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1

El monóxido de Cloro es

A ClO2 B ClO

C OCl D O2Cl E No sé como responder esto.

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Enlaces Químicos Enlace Iónico Este enlace se produce cuando la diferencia de electronegatividades entre dos átomos es mayor a 1,7. Enlace Covalente Si la diferencia de electronegatividades es menor a 1,7 ningún átomo toma electrones del otro, sino que los comparten. Este tipo de enlace se produce típicamente entre dos no metales.

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Enlace Iónico vs. Enlace Covalente En el caso del enlace iónico, el resultado es una red de iones en 3 - D, no forman moléculas individuales. La fórmula química de compuesto químico es la proporción de cada tipo de iones, no un número particular de los iones de una molécula. En contraste, La unión covalente forma moléculas distintas; cada una con su propia y única forma. Esto ayuda a determinar las propiedades físicas y químicas de todo lo que nos rodea Haga click aquí para ver una animación sobre enlaces covalentes

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Compuestos Moleculares Los compuestos covalentes están formados por dos no metales. Cuando los átomos se unen covalentemente, estos se mantienen unidos por electrones compartidos. Cada uno de los componentes se llama compuesto molecular, lo que se conoce con el nombre de molécula . En los enlaces covalentes el intercambio de electrones se produce por lo general de manera que los átomos alcanzan la configuración electrónica de los gases nobles. Los dos átomos usan los electrones compartidos para alcanzar esa meta.

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Nombrando Compuestos Moleculares Binarios Se usan prefijos para indicar el número de átomos Todos terminan en "ido" Ejemplos NO2 Dióxido de nitrógeno P2O5 pentóxido de difósforo ( penta-óxido-->pentóxido)

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Nombrando Compuestos Moleculares Binarios Mira en la siguiente tabla el nombre de los prefijos Los átomos con menor electronegatividad se escriben primero Si solo hay uno de los primeros átomos, no se coloca el "mono". Ejemplos CO Monóxido de Carbono CO2

Dióxido de Carbono

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4

El monóxido de Cloro es

A ClO2 B ClO

C OCl D O2Cl E No sé como responder esto.

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5

El Tetróxido de Dinitrógeno es

A NO2 B N2O4

C NO3D N4O2 E No sé como responder esto..

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6

SO3 es

A Sulfato

B Óxido de Azufre C Trióxido de Azufre

D Sulfito E No sé como responder esto.

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7

MgO es A Monóxido de Monomagnesio

B Monóxido de Magnesio C Óxido de Monomagnesio

D Óxido de Magnesio

E No sé como responder esto.

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8

P4O10 es

A Pentóxido de Fósforo B Decóxido de Tetrafósforo

C Óxido de Fósforo D Fosfato E No sé como responder esto.

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Estructura de Lewis Las estructuras de Lewis son diagramas que muestran los electrones de valencia como puntos. Las estructuras de Lewis son llamadas también puntos de Lewis o diagrama de puntos de electrones. Note que solamente se aparean hasta cuatro electrones.

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9

¿Cuántos electrones de valencia tiene el Nitrógeno?

A 2 B 3 C 4 D 5

E 7 F No sé como responder esto

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10

La estructura de Lewis para el Nitrógeno es

N

· Verdadero · Falso

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La Regla del Octeto Recordemos que los átomos tienden a formar la configuración electrónica de un gas noble. lo que significa que tiene 8 electrones de valencia. La Regla del Octeto tambien se aplica también a compuestos moleculares. En un enlace covalente, un atom comparte sus electrones en un esfuerzo por obtener ocho electrones a su alrededor (excepto el hidrógeno que tratará de obtener dos electrones de valencia). Un par de electrones de valencia que no se comparten entre los átomos se conocen como: par no compartido, par solitario o par no enlazante

Excepciones a la Regla del Octeto

H

necesita 2e-

Be

necesita 2e-

B

necesita 2e-

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¿Cómo se representan los electrones compartidos? Dos átomos unidos mediante el intercambio de un par de electrones están unidos por un enlace covalente.

H Átomo de Hidrógeno

+

Pares de electrones compartido H H s

H Átomo de Hidrógeno

1s

H H 1s

Molécula de H

Molécula de Hidrógeno

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¿Cómo se representan los electrones compartidos? Una estructura de puntos de electrones representada como H:H representa el par de electrones compartidos del enlace covalente

H Átomo de Hidrógeno

+

Pares de electrones compartido H H s

H Átomo de Hidrógeno

1s

H H 1s

Molécula de H

Molécula de Hidrógeno

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Formulas Estructurales Una fórmula estructural representa los enlaces covalentes y se muestran la disposición de los átomos unidos por guiones, mostrando la disposición de los átomos covalentemente. Como en el ejemplo siguiente, un par de electrones compartidos se representa por un guión.

H H

Pares de electrones compartido s

Molécula de Hidrógeno

H

H

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11

¿Cuántos electrones compartidos por dos átomos crean un enlace covalente simple? A 2 B 1

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Enlace Covalente Simple Los halógenos forman un enlace covalente simple en sus moléculas diatómicas. El Flúor es un ejemplo F

+

átomo de Fluor

1s

F

F

-->

OR

F

F

Molécula de Fluor

Átomo de Fluor 2s

F

2p

Molécula de Fluor

1s

2s

2p

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Estructura de Lewis del H2O En una molécula de agua, cada átomo de hidrógeno y oxígeno alcanzan la cofiguracion del gas noble por compartir electrones. La molécula de agua tiene dos pares de electrones no compartidos. 2H

+

Átomos de Hidrógen 2s 1s o

O

-->

O

H

H

Átomo de Oxígeno

o

O H

H

Molécula de agua

2p

O

1s

H

1s

H

Molécula de agua

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Estructura de Lewis del NH3 En la molécula de amoníaco, NH3, cada átomo alcanza la estructura de gas noble por electrones compartidos. Esta molécula tiene un par de electrones no compartidos. H

H

3H

+

Átomo de Hidrógeno

1s

N

--> H

Átomo de Nitrógeno

2s

N

H Molécula de amonio

o

N H

2p

N

Molécula de amonio 1s

1s

H

H

1s

H

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Dibujando la Estructura de Lewis

El átomo central es el elemento menos electronegativo (excluyendo el hidrógeno). Los otros átomos se conectan por enlaces simples

El P tiene una electronegatividad de 2.1 y el Cl una electronegatividad de 3.0, El P será el átomo central Los átomos de Cl envolverán al átomos de P . Los enlaces simples se muestran con lineas simples

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Dibujando la Estructura de Lewis 1. Cuenta cada enlace simple como un par de electrones (dos) 2. Agrega electrones a los átomos exteriores hasta llegar a los 8 en cada uno (un orbital completo), o dos electrones para el hidrógeno 3. Haz lo mismo con el átomo central. 4. Revisa ¿Cada átomo tiene el orbital completol (8 y excepto 2 para el hidrógeno)? ¿Has utilizado todos los electrones de valencia? ¿ Has utilizado demasiados electrones?

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Dibujando la Estructura de Lewis

NH3 En primer lugar, encuentra el número total de electrones de valencia en el ión politómico o en la molécula.

El átomo de N tiene 5 electrones de valencia

Si es un anión, se agregan electrones por cada carga negativa.

Cada uno de los tres átomos de H tiene 1, por lo que el número total de electrones de valencia es:

Si es un catión se le extrae un electrón por cada carga positiva

y

5 + 3(1) = 8

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Dibujando la Estructura de Lewis

NH3 El átomo central es el elemento menos electronegativo (excluyendo el hidrógeno porque tiene solamente un enlace)

El H nunca puede ser el átomo central, entonces será el N

Se conectan los otros átomos a él, con un simple enlace

los enlaces simples se muestran con una línea simple

Los átomos de H rodearan al de N .

H N H H

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Dibujando la Estructura de Lewis 1. Cuenta cada enlace simple como un par de electrones (dos) 2. Agrega electrones a los átomos exteriores hasta llegar a los 8 en cada uno (un orbital completo), o dos electrones para el hidrógeno 3. Haz lo mismo con el átomo central. 4. Revisa ¿cada átomo tiene el orbital completol (8 y excepto 2 para el hidrógeno)? ¿Has utilizado todos los electrones de valencia? ¿ Has utilizado demasiados electrones?

H N H H Cada H ya tiene dos electrones pero tenemos que añadir electrones a N para llegar a 8.

H N H H

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TRePEV

Teoría de la Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia Según la teoría RPECV las moléculas adoptarán una forma geométrica a fin de reducir la repulsión entre los electrones enlazados.

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Número RPECV El Número RPECV de una molécula es un número de tres dígitos que pueden ser utilizado para determinar la forma geométrica de una molécula poliatómica Así se encuentra 1. Dibuje la estructura de Lewis para la molécula. Encuentra, si se puede, el átomo central. 2. El primer dígito del Número RPECV es el número total de electrones alrededor del núcleo central. Pueden ser compartidos electrones libres o pares de electrones Los enlaces múltiples (doble o triple enlace) Cuentan como un solo electrón compartido

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Número RPECV 3. El segundo dígito del Número RPECV es el número total de uniones alrededor del átomo central . Las uniones pueden ser: simple, doble o triple enlace: 4. El tercer dígito del Número RPECV es el número total de pares solitarios de electrones alrededor el átomo central. Cada par de electrones que no están involucrados en enlaces cuentan como un par solitario.

5. Revisa tu trabajo - el primer dígito es igual a la suma del segundo y del tercero.

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F H N Cl C P Si O S B Se Xe I

CH4

Dibuja la estructura de Lewis y úsala para determinar el número RPECV

H for Answer Slide H

C

H

H

Asegúrese de que cada átomo tenga la capa externa llena. Ahora calcule el número RPECV . Electrones compartidos = 4 Enlaces compartidos = 4 Pares de electrones solitarios = 0 El número RPECV es 4 4 0

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F H N Cl C P Si O S B Se Xe I

NF3

Dibuje la estructura de Lewis y úsela para determinar el número RPECV

F F Slide N for Answer F Asegúrese de que cada átomo tenga la capa externa llena. Ahora calcule el número RPECV . Electrones compartidos = 4 Enlaces compartidos = 3 Pares de electrones solitarios = 1 El número RPECV . es 4 3 1

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F H N Cl C P Si O S B Se Xe I

SiF4

Dibuje la estructura de Lewis y úsela para determinar el número RPECV

SlideFfor Answer

F

Si

F

F Asegúrese de que cada átomo tenga la capa externa llena. Ahora calcule el número RPECV . Electrones compartidos = 4 Enlaces compartidos = 4 Pares de electrones solitarios = 0 El número RPECV . es 4 4 0

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Estructura de Lewis para los Iones Si estas dibujando la Estructura de Lewis para un IÓN... Un ión negativo tiene un exceso de electrones, sume la carga del ión al número de electrones de valencia. ClO2- tiene 1(7) + 2(6) + 1 = 20 electrones Un ión positivo, piere electrones, reste la carga del ión al número de electrones de valencia. NH4+ tiene 1(5) + 4(1) -1 = 8 electrones

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F H N Cl C P Si O S B Se Xe I

PO4

3-

Dibuje la estructura de Lewis y úsela para determinar el número RPECV

Slide O for Answer O

P

O

O Asegúrese de que cada átomo tenga la capa externa llena. Ahora calcule el número RPECV . Electrones compartidos = 4 Enlaces compartidos = 4 Par de electrones solitarios = 0 IEl número RPECV . es 4 4 0

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Estructura de Lewis Dibuje la estructura de puntos de Lewis para el ión sulfato, SO4 2-

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Estructura de Lewis Dibuje la estructura de puntos de Lewis para el ión Hidronio, H3O+

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F H N Cl C P Si O S B Se Xe I

CO2

Dibuje la estructura de Lewis y úsela para determinar el número RPECV

Slide for Answer O

C

O

¡ Nos quedamos sin electrones, pero el carbono no tiene un octeto todavía!

¿y ahora qué?

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Enlaces Covalentes Dobles y Triples Los átomos forman enlaces covalentes dobles o triples si pueden alcanzar la estructura del gas noble mediante el intercambio de dos o tres pares de electrones. Un enlace formado al compartir dos pares de electrones es un enlace covalente doble. Un enlace formado al compartir tres pares de electrones es un enlace covalente triple

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Enlaces Covalentes Dobles y Triples Dióxido de Carbono , CO2 1. Determina el N° de electrones de valencia. 1 (4) + 2 (6) = 16 e2. Forma un enlace simple.

O

C

O

Esto muestra 12 electrones, es decir, 6 pares

3. Coloca los pares solitarios del oxígeno, formando 8.

O

C

O

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Dióxido deCarbono, CO2 4. Comprueba: Teníamos 16 electrones para trabajar; ¿Cuántos debemos usar? 5. Hay demasiados electrones en nuestro dibujo Debemos formar DOBLES ENLACES entre el C y O. En lugar de compartir solamente un par, un doble enlace comparte dos pares. Entonces se quita un par de cada átomo y se reemplaza con otro enlace.

O

C

O

O

C

O

O

C

O

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Longitud de los Enlaces Covalentes

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Energía de los Enlaces Covalentes Bond Type

Bond Energy

Bond Type

Bond Energy

C

C

348 kJ

N

N

163 kJ

C

C

614 kJ

N

N

418 kJ

C

C

839 kJ

N

N

941 kJ

Se requiere más enegía para romper un doble o un triple enlace comparada con los enlaces simples. El triple enlace es el mas fuerte de los tres

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Energías de los Enlaces Covalentes

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Comparación de Enlaces Covalentes

Tipo de enlace

Electrón compartid 2

4 6

Fuerza de enlace

débil intermedia fuerte

Longitud de enlace

largo intermedio corto

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12

A medida que el número de enlaces entre un par de átomos aumenta, la distancia entre los átomos:

A Aumenta B Disminuye

C Permanece sin cambios D Varía, dependiendo de los átomos E No sé como responer esto

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13

A medida que el número de enlaces entre un par de átomos aumenta, la longitud del enlace entre ellos:

A Aumenta B Disminye

C Permanece sin cambios D Varía, dependiendo de los átomos E No sé como responder esto

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14

Si el número de enlaces entre un par de átomos aumenta, la energía de enlace entre ellos:

A Aumenta B Disminuye

C Permanece sin cambios D Varía, dependiendo de los átomos E No sé como responder esto

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15

¿Cuántos electrones comparten dos átomos para crear un enlace simple?

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16

¿Cuántos electrones comparten dos átomos para crear un enlace doble?

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17

¿Cuántos electrones comparten dos átomos para crear un enlace triple?

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Escribiendo la Estructura de Lewis Si te quedas sin electrones antes que el átomo central tenga un octeto……forma enlaces múltiples hasta que lo haga.

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Unión del O2 Molécula de Oxígeno O

+

átomo de Oxígeno 1s

O --> Átomo de Oxígeno

2s

O

O

o

O

O

Molécula de Oxígeno

2p

Oxygen molecule

O O 1s

2s

2p

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F H N Cl C P Si O S B Se Xe I

CO

Dibuja la estructura de Lewis y úsala para determinar el número RPECV

Slide for Answer C

O

El Carbono tiene menos electronegatividad, por lo que lo consideramos como el "átomo central"... Electrones compartidos = 2 Enlaces compartidos = 1 Electrones desapareados = 1 El número RPECV es 2 1 1

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Enlaces Covalentes Coordinados

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Enlaces Covalentes Coordinados En el Monónido Carbono, el Oxígeno alcanza una configuración estable, pero el Carbono, no C

+

Átomo de Carbono

1s

O

C

-->

Monóxido de Carbono

Átomo de Oxígeno

2s

O

2p

C

O 1s

2s

2p

Molécula de monóxido de C

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Enlaces Covalentes Coordinados Un enlace covalente coordinado es el enlace covalente en que uno de los átomos aporta los dos electrones de enlace En una fórmula estructural se puede mostrar los enlaces covalentes coordinados como flechas que apuntan desde el átomo que dona el par de electrones hasta el átomo que los recibe. En un enlace covalente coordinado el par de electrones compartidos proviene de uno de los átomos enlazados.

El Carbono tiene 4 electrones de valencia , el oxígeno tiene 6.

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F H N Cl C P Si O S B Se Xe I

F2

Dibuje la estructura de Lewis y úsela para determinar el número RPECV

Slide for Answer

F

F

Electrones compartidos = 4 Enlaces compartidos = 1 Electrones desapareados = 3 El número RPECV es 4 1 3

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Moléculas Diatómicas Una molécula es un grupo de átomos neutros unidos por un enlace covalente. El aire contiene moléculas de Oxígeno. Una molécula diatómica es una molécula que contiene dos átomos. Ciertos elementos o existen como átomos simples; siempre aparecen como pares. ESTO NO SUCEDE cuando los átomos se convierten en iones

Recuerde: HONClBrIF

Hidrógeno Nitrógeno Oxígeno Flúor Cloro Bromo Iodo

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Slide for Answer O

O

O

F H N Cl C P Si O S B Se Xe I

O3

Dibuje la estructura de Lewis y úsela para determinar el número RPECV

Para el átomo central de oxígeno: Electrones compartidos = 3 Enlaces compartidos = 2 Electrones desapareados = 1 El número RPECV es 3 2 1

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[*]

Resonancia

Considere la estructura de Lewis para el ozono, O3:

O

O

O

Es de esperar que el doble enlace tenga una longitud menor que el enlace simple. Sin embargo, la verdadera estructura observada en la capa de ozono muestra que los dos enlaces O-O tienen la misma longitud. ¿Cómo puede ser esto?

O O

O

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[*]

Resonancia

Una molécula, como el ozono, no se puede representar con una estructura de Lewis. Por lo tanto usaremos múltiples estructuras, llamadas estructuras de resonancia. El Ozono tiene dos estructuras de resonancia.

O O

O O

O

O

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Resonancia

[*]

La actual molécula de ozono es una sintesis de estas dos estructuras de resonancia. La longitud del enlace entre dos átomos exteriores de Oxígeno, se encuentran entre la longitud del simple y del doble enlace. Resonance structure

Resonance structure

O O

O O

O

Ozone molecule

O

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[*]

Resonance

El ión nitrato, NO31- tambien requiere de estructuras resonantes para explicar su enlace covalente. Hay tres estructuras de resonancia para el ión nitrato:

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Estructura de Lewis Dibuje los puntos de la estructura de Lewis para el SO3:

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[*]

18

¿Cuántas estructuras de resonancia pueden dibujarse para el ión carbonato, CO32- ?

A 1 B 2 C 3 D 4 E 5 F

No se como responder esto.

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[*]

Benceno La molécula de benceno es un hexágono regular de átomos de carbono con un átomo de hidrógeno enlazado a cada uno. hay dos estructuras resonantes para el benceno.

El benceno, C6H6, se obtiene de la destilación de combustibles fósiles. Mas de 4 billones de libras de benceno se producen anualmente en los EE. UU. Debido a que el benceno es cancerígeno, su uso está muy regulado.

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[*] Electrones

Localizados vs. Deslocalizados

En verdad, los pares de electrones compartidos no siempre permanecen entre los átomos de C adyacentes. Ellos no están localizados . En cambio se dice que los electrones están deslocalizados, lo que significa que pueden moverse alrededor de los 6 átomos del anillo de Carbono .

or

El benceno es comunmente descrito con un hexágono con un círculo interior para indicar los electrones deslocalizados en el anillo...hablaremos de esto más adelante, al finalizar el año cuando estudiemos química orgánica.

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Excepciones a la Regla del Octeto Hay tres tipos de iones o moléculas que no siguen la regla del octeto: 1. Iones o moléculas con un número impar de electrones 2. Iones o moléculas con menos de un octeto 3. Iones o moléculas con mas de ocho electrones de valencia. (un octeto expandido)

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Excepcion 1: Número impar de Electrones Aunque es relativamente poco frecuente, y pueden ser bastante inestables y reactivas hay iones y moléculas con un número impar de electrones. NO es un ejemplo:

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Excepción 2: Menos de Ocho Electrones El Berillio (Be) - Este metal se presenta para formar compuestos moleculares, en vez de compuestos iónicos, como se esperaba, solo necesita 4 electrones para ser estable Boro (B) - Solo necesita 6 electrones para ser estable

Memorize estas excepciones

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Excepción 3: Octeto Expandido La unica forma en que existe el PCl5 es si el Fósforo tiene 10 electrones alrededor de el. Esto es conocido como octeto expandido A los átomos que se encuentran en el tercer nivel de energía o más, se les permite expandir su octeto a 10 o 12 electrones. Los orbitales d en estos átomos participan en la unión, lo que permite el octeto expandido.

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Excepción 3: Octeto Expandido ¿Cuántos electrones tienen los átomos centrales a su alrededor?

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Excepciones a la Regla del Octeto Dibuje la estructura de puntos de Lewis para el Pentacloruro de Fósforo, PCl5:

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Excepciones a la Regla del Octeto Dibuje la estructura de puntos de Lewis para el Tetrafluouro de Xenón , XeF4.

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Excepciones a la Regla del Octeto Dibuje la estructura de puntos de Lewis para el Trifluoruro de Boro , BF3:

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Excepciones a la Regla del Octeto Dibuje la estructura de puntos de Lewis para el Tricloruro de Iodo, ICl3.

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RPECV y la Predicción de la forma de la Molécula Según la teoría RPECV, la repulsión entre los pares de electrones causan las formas moleculares de manera que los pares de electrones de valencia estén lo mas lejos posible. La forma de la molécula juega un papel muy importante en la determinación de las propiedades físicas y químicas. Para determinar la forma de una molécula, es decir su geometría molecular, primero debemos determinar la geometría del electrón de enlace.

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¿Cómo la teoría RPECV ayuda a predecir las Formas de las Moléculas? Recuerda: Los electrones de enlace son compartidos de a pares o pares de electrones solitarios Los enlaces de unión son simples, dobles o triples. Cada par de electrones que no esta involucrado en enlaces cuenta como par solitario. Para determinar la geometría del enlace de los electrones, mira el primer número y usa la siguiente tabla...

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Geometría del electrón de dominio

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Geometría de Enlace del Electrón (GEE) La GEE (2,3,4,5,or 6) nos da la forma de la molécula, como se muestra aquí. Sin embargo los enlaces pueden no ser compartidos La geometría molecular nos dice en general,en si hay un enlace o pares de electrones solitarios presentes Veamos mas de cerca..

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Geometría de Enlace Lineal Dos átomos alrededor de uno cetral pueden formar un enlace lineal formando un ángulo de 180°

Lineal

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Geometría Molecular Lineal

Solo hay una geometría molecular para enlaces lineales; la geometría molecular (220)

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Geometría de Enlace Triangular Plana Tres átomos alrededor de uno central formando una figura triangular plana, formando ángulos de 120° con átomo central

triangular plana

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Geometría de Enlace Triangular Plana

Hay dos tipos de geometría molecular: · Triangular plana, si el electrón de enlace está compartido (330) · Bent, Si uno de los enlaces no es un par compartido (321)

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Geometría de Enlace Triangular Plana

triangular plana (330)

bent (321)

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Geometría de Enlace Tetraédrica Cuatro átomos alrededor de uno central formando un tetraedro con ángulos de 109,5°

tetraedro

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Geometría de Enlace Tetraédrica

Hay tres geometrías moleculares: Tetraédrica, si todos los pares de electrones están enlazados (440) Trigonal piramidal, si hay un par no esta enlazado (431) Bent, Si hay dos pares de enlazados(422)

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Geometría de Enlace Tetraédrica

tetraédrica (440)

triangular piramidal (431)

bent (422)

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Geometría de Enlace Triangular Bipiramidal

Cinco átomos alrededor de uno central forman una bipirámie triangular con átomos de 90° y 120°

Bipirámide triangular

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Geometría de Enlace Triangular Bipiramidal Bipirámide trigonal

Balancín

En forma de T

Lineal

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Geometría de Enlace Triangular Bipiramidal Hay cuatro geometrías moleculares para los enlaces triangulares bipiramidales:

Triangular Bipiramidal (550)

Balancín (541)

En forma de T (532)

Lineal (523)

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Geometría de enlace Octaédrica Seis átomos alrededor de uno central forman un octaedro con ángulos de 90°

octaedro

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Geometría de enlace Octaédrica

Octaédrica

Pirámide Cuadrada Cuadada Plana

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Geometría de enlace Octaédrica Solo hay tres geometrías moleculares para la geometría de enlace octaédrica:

Octaedro (660)

Pirámide Cuadrada (651)

Cuadrada Plana (642)

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Números RPECV y la Geometría Molecular Usado los números RPECVpodemos determinar la geometría molecular

Los números RPECV son un conjunto de tres números. 1) El número total de enlaces 2) el número de enlaces compartidos 3) el número de pares de electrones desapareados (*Recuerde que los enlaces múltiples cuentan como uno solo) La geometria de enlace se nombra como la primera forma que toma.

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Los Números RPECV y la Geometría Molecular Dibuje la estructura de Lewis para el Amoníaco NH3.

¿Cuáles son los números RPECV para el NH3?

¿Cuál es la geometría de enlace del NH3? ¿Cuál es la forma de la molécula de NH3?

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Los Números RPECV y la Geometría Molecular Dibuje la estructura de Lewis para el ClF3. NOTA Aquellas moléculas que contienen SOLAMENTE halógenos usualmete violan a regla del octeto.

Slide for Answer ¿Cuáles son los números RPECV para el ClF3? 5,3,2 ¿Cuál es la geometría de enlace del ClF3?

¿Cuál es la forma de la molécula de ClF3?

trigonal bipyramidal T-shape

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¿Qué geometría tiene la molécula de metano (CH4) ?

A lineal B triangular bipiramidal

C triangular planal D tetraédrica E No sé como responder esto.

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Diga el número RPECV para esta molécula.

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21

Diga el número RPECV para esta molécula.

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22

F

Diga el número RPECV para esta molécula.

Xe

F

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23 [*]

¿Qué compuesto de los mostrados abajo contiene un átomo rodeado por mas de ocho electrones?

A

PF5

B

CH4

C

NBr3

D

OF2

E

No sé como responder esto.

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Polaridad de Enlaces Aunque a menudo los átomos se forman con electrones compartidos, estos no siempre son compartidas por igual En un enlace covalente, un átomo tiene mayor capacidad de tirar del par compartido por él.

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Polaridad de Enlaces Átomos idénticos tienen una diferncia de electronegatividad igual a CERO. El resultado es un enlace NO POLAR

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Enlaces y Electronegatividades Tipo de enlace

covalente apolar

covalente polar

Iónico

Diferencia de electronegatividad

muy pequeña o cero

aprox 0.2 a 1.6

aprox 1.7 (entre metal y no metal)

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Polaridad de Enlaces Por lo tanto, el Flúor tiene más densidad de electrones que el Hidrógeno.

H

F

Usamos el simbolo para designar un dipolo (2 polos). El signo "+" está en el extremo positivo de la molécula y la flecha apunta al extremo más negativo

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Polaridad de Enlaces Longitudes de Enlace, Diferencia de Electronegatividads y Momentos Dipolares de los Haluros de Hidrógeno

Compuesto HF HCl HBr HI

Longitud de Enlace (A0) 0.92 1.27 1.41 1.61

Diferencia de Momento Electronegatividad Dipolar (D) 1.9 0.9 0.7 0.4

1.82 1.08 0.82 0.44

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Polaridad de Moléculas Pero solo porque una molécula posee enlaces polares no significa que toda la molécula sea polar. Por ej, en el caso del CO2:

El enlace polar se muestra como un dipoloThe polar bond is shown as a dipole, La flecha apunta hacia el átomo mas negativo. los dipolos se suman como vectores.

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Polaridad de Moléculas

Mediante la suma de los dipolos de enlace individuales, podemos determinar el momento dipolar total de la molécula. Para que una molécula sea polar, se necesita a) que contenga uno o mas dipolos Y b) Que tenga los enlaces organizados asimétricamente En otras palabras si los dipolos son simétricos se cancelan unos con otros y la molécula será NO POLAR. Muchas moléculas con pares de electrones solitaios serán POLARES

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Polaridad de Moléculas Estos son algunos ejemplos de mol´reculas polares y no polares. ¿Cuáles son sus números RPECV?

Slide for Answer 110(?), polar

431, polar

Slide for Answer

440, nonpolar Slide for Answer

330,for nonpolar Slide Answer

440, polar Slide for Answer

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¿Cuáles de las siguientes son moléculas polares?

A

a, b

B C D

a, b, c a, c a, c, d

E

c, e

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H2O es

A

Monóxido de Hidrógeno

B

Monóxido de Dihidrógeno

C Óxido de Hidrógeno D Dióxido de Hidrógeno E No sé como responder esto.

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