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: