Post on 04-Nov-2018
Estructura Molecular
1.-El enlace por pares de
electrone
s.
2.-Teo
ría de
las repulsione
s en
tre los pares de
2.-Teo
ría de
las repulsione
s en
tre los pares de
elec
trones de la capa de
valen
cia.
3.-In
terpretación del enlace en
las moléc
ulas
med
iante los orbitales atóm
icos.
Los elem
entos que tien
en peq
ueñas
energías de ionización y peq
ueñas
afinidad
es electrónicas
presen
tan valores ba
jos de
electrone
gativida
d: son
elec
tropositivos y de carácter m
etálico.
Los elem
entos que tien
en grand
es ene
rgías
de io
nización y grand
es afinida
des
elec
trónicas
presen
tan valores altos de
electrone
gativida
d: son
elec
troneg
ativos y de carácter no metálico.
Átomos con ig
ual e
lectrone
gativida
d.
Para conseguir un en
lace
A y B ten
drían
que ser el m
ismo átom
o.po
r ejem
plo, de H
2o de
Cl 2moléc
ulas.
Átomos con ig
ual e
lectrone
gativida
d.
¿Qué
suced
e si B es levemen
te m
ás
¿Qué
suced
e si B es levemen
te m
ás
elec
troneg
ativo que A?
¿Qué
suced
e si B es mucho
más
elec
troneg
ativo que A?
Las
moléc
ulas
son
agrupaciones
estables
deátom
osunidos
porun
tipo
deen
lace
químico
quese
denominaenlace
covalente.
Moléculas
Ade
más de este enlace en
tre átom
os, las
moléc
ulas pue
den unirse entre sí y
organizarse
en forma cristalin
a en
el e
stad
o sólid
o.
Las moléc
ulas se represen
tan med
iante
fórm
ulas químicas y m
ediante mod
elos.
¿Cómo se forman las moléculas?
¿Cuál e
s la razón por la
que
unos átom
os se
reúnen
formando
una m
oléc
ula y otros no?
Una primera respue
sta pued
e ha
llarse en
la
tend
encia ob
servad
a en
tod
o sistem
a físico a
alcanzar una condición de mínima en
ergía.
Aquella
agrupación
deátom
osque
consiga
redu
cirla
energíade
lconjunto
dará
lugara
una
moléc
ula,
definien
douna
form
ade
enlace
químico
que
recibe
elnombr
ede
enlace
covalente.
Esta
uniónquímicape
rmitequedich
oen
lace
nose
disocieconfacilid
adyde
esta
manera
seform
aunamoléc
ula.
Teoría de Lewis
Explica
latend
encia
decada
átom
oen
una
moléc
ula,
dealcanz
arun
octeto
deelec
trones
ensu
nivelde
valencia,para
obtene
rasíla
configuraciónde
gasnoble.
Elocteto
secompletacompartiend
oparesde
elec
trones
entrelosátom
osen
lazado
s.
Esta
teoría
sólo
seaplic
ade
form
age
nerala
loselem
entosde
lperiodo
2.
Lasestructurasde
Lewis
nopresuponen
algo
acerca
dela
form
a,ge
ometríaydimen
siones
dela
moléc
ula.
Tam
poco
supo
nenalgo
acerca
delosorbitales
Tam
poco
supo
nenalgo
acerca
delosorbitales
dond
ese
alojan
finalmen
telos
pares
deelec
trones
enlazantes
Noes
posiblelle
varacabo
previsiónalguna
G. N. Lewis
(H2)
H+
HH H
(CH4)
C4
C
H+
HH
H H
(H2O)
O2
O
H+
H
HH
H
http://dieumsnh.qfb.umich.m
x/fisquimica/estlewis.htm
Ejem
plos
F+
F
2 F
+O
3 F
+N
4 F
+C
Orbitales
[He]
sp
O2
N2O
N2
O3
CO
2
2
CO
SF2
OF2
Hipervalentes
PF5
SF6
Orbitales
sp
d
S [Ne]
P [Ne]
**
BCl 3
Cl
Cl
Hipovalen
tes
Orbitales
sp
[He]
[He]
B B*
BCl
Cl
BCl
Cl
Límites de la Teoría de
Lewis
Loscompuestosqueno
cumplen
conla
teoría
deLe
wis
sonloscompuestoshipe
rehipo
valentes.
Hipervalentes
son
aque
llos
que
pued
enex
pand
ersu
nube
elec
trónica
más
allá
del
expand
ersu
nube
elec
trónica
más
allá
del
octeto.
Ej.los
metales
detransición
cuyos
átom
osex
pand
ensu
nube
a10,12o18
elec
trones.
Hipovalen
tes
son
aque
llos
cuya
nube
elec
trónicano
pued
ecompletar
elocteto.
Cl
OO
OO
Cl
O
O
O
O
Cl
O
OO
--
-
Cl
O
OO
O
Cl
OO
O
Cl
O
OO
O
--
Distanciasde enlace promedio (pm).
de enlace promedio (pm).
Carga Formal
1.-Se considera que los pares de electrones no enlazantes
asociados con un átomo particular están bajo la influencia de
su núcleo solamente.
2.-Se consideran que los electrones de un par enlazante son
compartidos por igual entre los dos átomos enlazados y se
compartidos por igual entre los dos átomos enlazados y se
asigna uno a cada uno de ellos.
3.-La carga form
al se calcula m
ediante la diferencia entre el
número de electrones de valencia iniciales del átomo libre y el
número de electrones de valencia asociados al mismo
mediante las dos reglas anteriores
Carga Formal
La carga formal = electrone
s -elec
trones -½ elec
trones
de valen
cia libr
es
en lo
s en
lace
s
O=O
-O
http://w
ww.uam
.es/de
partam
entos/cien
cias/qorg/do
cencia_r
ed/qo/l1/lew
is_p
.htm
l
Reglas de la Carga Formal
1.-En moléc
ulas neu
tras, la suma de
las cargas
form
ales deb
e ser ce
ro.
2.-En cationes, la suma de
las cargas formales deb
e ser
igual a
la carga positiva.
igual a
la carga positiva.
3.-En
los anione
s, la
sum
a de
las cargas formales deb
e ser igual a
la carga neg
ativa.
Reglas para las estructuras de resonancia en
base a la Carga Formal.
1.-En
moléc
ulas
neutras,
espreferible
laestructura
deLe
wis
que
notenga
cargas
form
ales.
2.-Las
estructuras
deLe
wis
con
cargas
form
ales
grande
ssonmen
osprob
ablesquelas
form
ales
grande
ssonmen
osprob
ablesquelas
quetien
encargas
form
ales
pequeñ
as.
3.-Cu
ando
existenvarias
estructurasde
Lewis
conla
mismadistribu
ción
decargas
form
ales,la
estructura
más
prob
able
esla
que
lleve
las
cargas
form
ales
negativas
enlosátom
osmás
elec
troneg
ativos.
Resonancia.
1.-U
naestructura
deresonancia
esdo
so
más
estructurasde
Lewis
para
unasola
moléc
ulaqueno
sepued
erepresen
tar
exactamen
tecon
una
sola
estructura
deLe
wis
estructura
deLe
wis
2.-Ninguna
delasestructurasde
resonancia
represen
tade
form
areal
ala
moléc
ula,
yaqueésta
tien
esu
propia
estructura
únicaestable.
Laresonancia
tien
edo
sconsec
uenciasimportantes:
a)Prom
ediarlascaracterísticasde
losen
lacesde
lamolécula
b)Re
ducirla
energíade
lhíbrido
enresonancia,d
emaneraque
ésta
será
siem
pre
inferior
ala
decualquier
estructura
contribu
yente.
c)Así,porejem
plo,
laen
ergíade
lhíbr
idoen
resonancia
dela
moléculade
perclorato
esmen
orquela
decada
estructura
resonanteporseparado
.
Laresonancia
estantomás
importante
cuando
existenvarias
estructurascontribu
yentes
conla
mismaen
ergía,
comose
hade
scrito
para
lamoléculade
perclorato.
Cl
OO
OO
Cl
O
O
O
O
Cl
O
OO
--
-
¨ ¨¨¨
¨¨ ¨
¨¨¨¨
¨¨
:
:
:
:: :
::
:
:
:
:
:
::
Cl
O
OO
O
Cl
OO
O
Cl
O
OO
O
--
¨¨
¨
¨¨ ¨
¨ ¨¨
¨¨
:
:
:
::
:
::
::
::
Resonancia
Cl
O
OO
O
-
¨¨ ¨
¨
::
::
:Cl
O
OO
O
-
¨¨ ¨
¨
::
::¨
Resonancia
Cl
O
OO
O
-
¨¨ ¨
¨
::
::
:Cl
O
OO
O
-
¨¨ ¨
¨
::
:: ¨
Ejemplos
NN
H H
NN
H H
¨ ¨
:
Cl 2C
ONC
NCO
--
Triángulo de Ke
telaar, m
uestra cóm
o se pue
de usar la electrone
ga-
tivida
dprom
edio en función de
la diferen
cia de
electrone
gativida
-de
s para clasificar el tipo de
enlace en
com
puestos binarios.
�La escala de
electrone
gativida
des de
Paulin
g es útil
para estimar entalpías de en
lace
y para evaluar las
polarida
des de
los en
lace
s.
A2(g) +
B2(g) →
2 AB (g)
�El exc
eso de
ene
rgía ∆E, del enlace A-B s
obre lo
s en
lace
s de
las moléc
ulas hom
onucleares
podía
enlace
s de
las moléc
ulas hom
onucleares
podía
atribu
irse a la
presencia de contribu
ciones ió
nicas al
enlace
covalen
te.
{} )
_(
)(
2/1)
(
)(
102
.0)
()
(2/1
BB
BA
AB
BA
BE
donde
EB
AP
P
+−
−−
=∆
∆=
−χ χχχ
χ χχχ
Donde
B(A
-B)e
s la entalpía med
ia del enlace A-B
Teoría de las Repulsiones entre los
Pares de Electrones de la Capa de
Valencia VSEPR
Valencia VSEPR
La teo
ría VS
EPR considera
únicam
ente la
naturalez
a de
l enlace
como
como
función de
la in
teracción electrónica
Lage
ometríaalrede
dorde
unátom
oce
ntrald
adode
unamoléc
ula,
esaque
llaqueha
cemínimala
repulsión
delosparesde
electrones,losusad
ospara
form
aren
lace
sylosno
usad
osquequed
ancomopareslib
res
alrede
dorde
cada
átom
oen
lamoléc
ula.
http://www.shef.ac.uk/chemistry/vsepr/jm
ol/intro.htm
l
IF
F
FF
IF
F
FF
IF
FF
. .
. .
. .
?I
FF
IF
FF
F
F. .
Nyh
olm
y Gillespie(195
7)
1.-
Cada
par
electrónico
enel
nivel
devalencia
esestereoquímicam
ente
activo
2.-La
srepulsione
sen
treparesse
dasegúnlassecuen
cia
parsolitario
con
parsolitario
>parsolitario
con
parde
enlace
>parde
enlace
conparde
enlace.
3.-
Enel
caso
demoléculas
con
enlaces
múltiples,las
repulsione
sen
treen
lacesse
dansegúnla
secuen
ciatriple
consencillo>do
bleconsencillo>sencilloconsencillo
4.-La
repulsiónelectrónicaquese
daen
treparesde
enlace
deuna
molécula
AB n
dism
inuye
alaumen
tar
laelectroneg
atividad
deB
Escribir la
estructura de
Lew
is correcta
Sencillo
Doble
Triple
F, Cl, Br, I, OH, SH, NH2,
Me, Ph, H, SiMe3
=O, =S, =NH, =PH, =CH2
≡N, ≡P, ≡CH
Teoría del Enlace Valencia
Heitler y Londo
n (192
7) Ψ = φA(1)·φB
(2)
Ψ = φA(1)φB(2) + φA(2)φB(1)
Energías y distancias de
equilibr
io para las funcione
s de
onda
de En
lace
Valen
cia (M
oléc
ula de
hidróge
no)
Función de
ond
aEn
ergía (kJ/m
ol)
Distancia (p
m)
-303
kJ/m
ol y 86.9 pm
.
Función de
ond
aEn
ergía (kJ/m
ol)
Distancia (p
m)
Ψ = φ
A(1)φ
B(2)
2490
Ψ = φ
A(1)φ
B(2)+
φ A(2)φ
B(1)
303
86.9
Inclusión de
Zef
365
74.3
Contribu
ción ió
nica
388
74.9
Valores
Expe
rimen
tales
458
74.1
H-H
H+H
-H
-H
+
covalente iónica
Ψ = φA(1)φB(2) + φA(2)φB(1) + λ φA(1)φA(2) +
λ φB(1)φB
(2)
De he
cho, se ha
pub
licad
o una función Ψ con 100
De he
cho, se ha
pub
licad
o una función Ψ con 100
térm
inos que
ace
rca el valor de la ene
rgía hasta el
límite de
0.01 kJ
/mol.
-I. S. B
utler, J. F
. Harrod, Q
uímica In
orgánica ,
Principios y aplicacione
s. Ed. Add
ison-w
esley
Iberoamericana, W
ilmington USA. 199
2
Variación de
la energía frente a la distancia in
ternuclear.
¡Solamente molécula de hidrógeno!
-Una
función
deonda
delestado
basalse
construye
combinand
ounaparte
orbital,
loque
tien
een
cuen
tala
intercam
biab
ilida
dde
electrones,y
unapartede
espin,
que
tomaen
consideraciónqueun
enlace
seform
apo
run
par
deelectrones
conespine
santiparalelos.
-Para
cada
estado
deespinantiparalelo
(singulete),ha
bráun
-Para
cada
estado
deespinantiparalelo
(singulete),ha
bráun
estado
deespinparalelo
(triplete)
demayor
energía.
-Sepued
econstruirunafunciónde
onda
individu
alpara
cada
singulete
ytriplete
excitado
deuna
multiplicidad
infinita
utilizand
ocombinaciones
apropiad
asde
funcione
sde
onda
atóm
icas
con
n>1.
De
hech
o,tales
estado
sex
citado
sde
lamolécula
deH
2son
meram
ente
hipo
téticos,
pero
sonde
gran
importancia
enmoléc
ulas
más
complicad
as.
Teoría de Enlace Valencia
Demanera
mássencilla
lateoría
de
enlace
valencia
considera
el
traslape
de
orbitales
de
los
átomos
involucrados
en
laformación
delenlace.
formación
delenlace.
Introduce
elconcepto
de
hibridación
de
orbitalesatómicos.
http://w
ww.uhu
.es/quimiorg/covalen
te2.html
Hibrida
ción
http://www.uhu.es/quimiorg/covalente2.html
s+p=sp
(2orbitales)
lineal
s+2p
=sp
2(3
orbitales)
trigonal
s+3p
=sp
3(4
orbitales)
tetraédr
ico
dsp2
=cuad
rado
plano
dsp3
=bipirámide
trigonal
opiramidal
cuad
rado
d2sp
3=octaéd
rico
http://w
ww.tex
toscientificos.com
/quimica/inorganica/m
olec
ulas-diatomicas
M
lineal
Ag(NH
3) 2+
sp
180°
M
Trigonal
HgI 3–
sp2
120°
M
Cuadrado
plano
[PdCl 4]–
dsp2
90°
M
Tetraédrico
Ni(CO) 4
sp3
109.5°
Ni(CO) 4
M
Bipirámide
trigonal
Fe(CO) 5
dsp3
90°,120°
M
Pirámide
cuadrada
[Co(CNPh) 4]2+
dsp3
>90°,<90°
M
Octaédrica
Mo(CO) 6
d2sp3
90°
Hibridación
Orbitales atómicos
sp, sp2, sp3
s+pn(arbitrario)
dsp2
dx2-y2+s+px+py
Orb
itales atómicos presentes en los orbitales híbr
idos 5
4
dsp3(TBP)
dz2+s+px+py+pz
dsp3(SP)
dx2-y2+s+px+py+pz
d2sp3
dx2-y2+dz2+px+py+pz
IF
F
FF
IF
FF
. .
. .
. .
?I
FF
FF
F. .
[Co(NH
3]63+
y [CoF
6]3-
3d
4s
4p
4d
F-
F-
F-
F-
F-
F-
[CoF6]3-
dxy d
xz d
yz
dz2 d
x2-y2
59
Hibrida
ción sp3d2
y d2sp
3 , respe
ctivam
ente
NH3
NH3NH3NH3
NH3NH3
[Co(NH3) 6]3+
Pt = [Xe] 4f14
Pt2+ = [Xe] 4f14
5d8
6s2
6p0
Estado basal del átomo,
3F Estado basal del ión,
3F
Estado excitado
del ión, 1D
hibridación dsp2 =
Geometría cuadrado
plano
5d8
6s2
6p0
Pt2+ = [Xe] 4f14
PtCl 42- = [Xe] 4f14
60
Electrones donados por 4Cl-
NiCl 42- = [Ar]
Electrones donados por 4Cl-
Ni = [Ar]
Ni2+ = [Ar]
3d8
4s2
4p0
Estado basal del átomo, 3F
Estado basal del ión,
3F
3d8
4s2
4p0
hibridación sp3 =
geometría
tetraédrica
¿H2O
NH
3?
La geo
metría ob
servad
a no guard
a ninguna relación con lo
s OA
de lo
s átom
os constituyen
tes.
No pued
e ex
plicar la
ene
rgía de en
lace
No pued
e ex
plicar la
ene
rgía de en
lace
¿Cual O
A del átomo ce
ntral se de
be usar para construir una
función para un en
lace
de do
s elec
trones?
http://www.puc.cl/sw_educ/qda1106/CAP3/index.htm
Ejercicios
CO3-2, CH4, NH3, C2H4O, NO3-, PF
5, BF3, SF4, XeF4
BeCl, NO
-, AlF,[Co(HO)]2+
BeCl 2, NO2-, AlF3,[Co(H2O) 6]2+
Ventajas.
1.-Ex
plica gran parte la
s características estructurales de las
moléc
ulas y io
nes polia
tómicos.
2.-Ex
plica en
forma cualitativa, la
estab
ilida
d de
l enlace
covalente en
términos de un traslape de
los orbitales atóm
icos.
Desventajas
1.-N
o pred
ice correc
tamen
te la
s propieda
des magné
ticas de
mucha
s moléc
ulas simples com
o el O
2.
Teoría de Orbitales Moleculares
Asumequedo
snúcleo
sse
posicionan
aunadistancia
deeq
uilib
rio
yse
adicionanelec
trones
enorbitales
molec
ulares.
Dicho
sorbitales
molec
ulares
serán
análogos
alos
orbitalesatóm
icos
sien
elátom
oha
yorbitaless,
p,d,
f,…
determ
inad
ospor
unconjunto
denúmeros
cúanticos,
enlasmoléc
ulas
tend
rémos
orbitalesσ,
π,δ,…
Los
orbitales
atóm
icos
ymolec
ulares
pued
enser
obtenido
scomounacombinación
linealde
funcione
sde
base.
Este
mod
eloqued
oconocido
comoel
métod
ode
lacombinación
linealde
orbitalesatóm
icos
(del
Inglés:
Line
arCo
mbination
ofAtomic
Orb
itals),sien
douna
Line
arCo
mbination
ofAtomic
Orb
itals),sien
douna
delastécnicas
más
utilizada
spara
elcálculode
las
propieda
deselectrónicas
delosátom
os,moléc
ulas,
etc.,p
ormétod
oscuánticos.
Ψ+ = c Aφ A
+cBφ
BΨ-= c Aφ A
–c Bφ B
Para
lamolécula
deH
2la
contribu
ción
deam
bos
orbitales
atóm
icos
alosorbitalesmoleculares
esla
misma,
esto
es,c
A=c B
=1,
deform
aquelasex
presione
smatem
áticas
delasfuncione
sde
onda
sepued
ensimplificar:
Ψ+ = φ A
+ φ B
Ψ-= φ A
–φ B
Ψ + (izquierd
a) y Ψ-(derecha
)
Diagram
a de
Orb
itales M
oleculares de la m
olécula de
Hidróge
no.
-J. E
. Huh
eeyet al. In
organicCh
emistry. Ed. Harpe
rCo
llins, 4
a ed
. 199
3
http://www.puc.cl/sw_educ/qda1106/CAP3/index.htm
Diagram
a de
Orb
itales M
oleculares de HF.
No enlace
El m
ismo Pauling de
sarrolló una fórmula que pe
rmite
conocer el porcentaje de
carácter iónico para un enlace
sencillo. Se parte de
l 100
% de covalencia y se va
incorporando
el p
orcentaje de
carácter iónico m
ediante
el valor abs
oluto de
la diferen
cia de
electroneg
atividad
es de los do
s elem
entos que form
an
el enlace. La fórm
ula de
Paulin
g es: