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08/04/2014

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TEMA 5: Enlace Químico

1ª PARTE

QUÍMICA I

Treinta y Tres

08/04/2014

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Tema 5: Enlace químico

Fuerzas intramoleculares

Enlace químico.

Enlace iónico. Energía de Red

Enlace covalente

Estructuras de Lewis

Modelo RPECV

Enlace-Valencia

Enlace Metálico.

Aleaciones.

Fuerzas intermoleculares

Dipolo-Dipolo

Fuerzas de Dispersión de London

Puentes de Hidrógeno

Propiedades de los compuestos relacionadas con el enlace.

E s q u e m a d e l a C l a s e

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En la mayoría de los casos, la materia está formada por conjuntos de

átomos unidos, que llamamos MOLECULAS

MOLECULAS

MATERIA

ATOMOS

I n t r o d u c c i ó n

Los átomos, iones y moléculas se unen para formar la materia que

nosotros vemos

Cómo se unan, define las propiedades físicas y químicas de las

sustancias

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¿Por qué se unen los átomos?

El desarrollo de la tabla periódica y la configuración electrónica,

dieron a los químicos fundamentos para entender cómo se forman las moléculas y los compuestos.

Los átomos, moléculas e iones se unen entre sí porque al hacerlo llegan a una situación de mínima energía, o lo que es lo mismo, máxima Estabilidad.

Para unirse, los átomos ceden, ganan o comparten electrones con otros átomos.

Los electrones más externos, o electrones de valencia son los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias químicas.

I n t r o d u c c i ó n

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E n l a c e Q u í m i c o : S i m b o l o s d e L e w i s

Para conocer los electrones de valencia y asegurarse de que el

número total de electrones no cambia en una reacción química, se

emplea el sistema de puntos desarrollado por Lewis.

Símbolos de Lewis

Forma sencilla de representar los enlaces y los electrones de

valencia de los átomos.

Cada electrón de valencia se representa por un punto

Se colocan en los 4 lados del símbolo químico del elemento,

hasta un máximo de 8 electrones.

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E n l a c e Q u í m i c o : S i m b o l o s d e L e w i s

Ejemplos Símbolos de Lewis

H 1s1 C [He] 2s2 2p2

O [He] 2s2 2p4 Ne [He]2s2 2p6

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¿De qué depende que se forme un tipo u otro de enlace?

De la configuración electrónica de los átomos que intervienen en

el enlace

Enlace Químico: Se denomina ENLACE QUÍMICO a las uniones entre átomos

que surgen al ceder, ganar o compartir electrones, con el fin de

lograr la configuración electrónica más estable

E n l a c e Q u í m i c o

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Tipos de enlace químico:

Enlace iónico : unión entre iones de carga opuesta

(Metal + No Metal)

Enlace covalente: unión entre átomos que comparten

electrones

(No Metal + No Metal)

Enlace metálico: unión entre elementos metálicos

T i p o s d e E n l a c e Q u í m i c o

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Enlace debido a fuerzas electrostáticas que existen entre iones de

carga opuesta

Formarán enlace iónico:

átomos que tiendan a ceder electrones con facilidad (izquierda

del sistema periódico)- E ionización baja

con átomos que tiendan a ganarlos fácilmente (derecha de

sistema periódico) – Afinidad Electrónica alta

Enlace iónico : Metal + No Metal

Ej: Na y Cl ( NaCl); K y Br (KBr); Li y F (LiF)

E n l a c e I o n i c o

Enlace Iónico

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¿Cómo se forma el enlace iónico?

REGLA DEL OCTETO: Los átomos tienden a tener 8

electrones en su última capa, para adquirir la configuración más

estable (gas noble)

Ej: NaCl

Na11

: 1s2 2s22p6 3s1

Cl 17=1s2 2s22p6 3s23p5

E n l a c e I o n i c o

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¿Cómo se forma el enlace iónico?

REGLA DEL OCTETO: Los átomos tienden a tener 8

electrones en su última capa, para adquirir la configuración más

estable (gas noble)

Ej: NaCl

Na11

: 1s2 2s22p6 3s1 -1 e Na+

El sodio al perder 1 electrón, se queda con 8 en el nivel 2

Cl 17=1s2 2s22p6 3s23p5 +1 e Cl-

El cloro al ganar 1 electrón, consigue 8 en su ultima capa.

E n l a c e I o n i c o

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El sodio le cedió un electrón

al cloro que lo ganó

Ambas especies de signo contrario se atraen y se unen formando un compuesto: NaCl

Se han formado los iones Na+ y Cl-

E n l a c e I o n i c o

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Ambas especies de signo contrario se atraen y se unen formando un compuesto: NaCl

E n l a c e I o n i c o

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Podemos predecir qué elementos formarán enlace iónico

teniendo en cuenta cómo varía en la tabla periódica:

La Energía de Ionización

Afinidad Electrónica

Pero…

¿cómo evaluamos la estabilidad de un compuesto iónico?

Porque la E de ionización y la afinidad electrónica están definidas

para procesos que ocurren en fase gaseosa, aunque todos los

compuestos iónicos son sólidos a 1 atm y 25ºC

E n l a c e I o n i c o

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Conceptos nuevos

Reacción Exotérmica: Reacción química que desprende energía

(∆H < 0, negativa)

Reacción Endotérmica: Reacción química que absorbe energía

(∆H > 0, positiva)

E n l a c e I o n i c o

Entalpía: cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema.

Se representa con la letra H.

Su variación es ∆H

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Los iones con cargas opuestas se atraen, se juntan y forman una red,

o estructura cristalina, liberando energía.

Con la Energía de Red, podemos medir la estabilidad de los

compuestos iónicos

E n l a c e I o n i c o

Energía de Red: es la Energía necesaria para separar totalmente un mol de un

compuesto iónico sólido en sus iones gaseosos.

NaCl (s) Na+ (g) + Cl- (g) ∆H = - ∆H red

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Energías en la reacción de formación del NaCl

Na (s) + ½ Cl2 (g) NaCl (s) R. Exotérmica

Na (s) E de sublimación

Na (g) E. de Ionización

Na+ (g)

½ Cl2 (g) E de Disociación

Cl (g) A. Electrónica

Cl- (g)

∆H > 0 ∆H > 0

∆H > 0 ∆H < 0

¿Si la mayoría de las etapas de la reacción son

endotérmicas (necesitan aporte de energía para que

ocurran), por qué se forma el NaCl?

Y ¿por qué la reacción es Exotérmica?

E n l a c e I o n i c o

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¿Variación de la E de red teniendo en cuenta carga y tamaño?

La Energía de Red se puede calcular mediante al Ley de Coulomb:

La magnitud de la Energía de Red depende de:

la carga de los iones

del tamaño de los iones

La Energía de Red:

aumenta a medida que aumenta la carga, y

aumenta a medida que disminuye el radio

E n l a c e I o n i c o

E α

Q+ Q-

r

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Energías de Red y puntos de Fusión

E n l a c e I o n i c o

Existe cierta correlación entre Energía de Red y Puntos de Fusión:

Cuanto mayor E de Red más estable es el sólido los iones se unen con más fuerza Se necesita mayor energía para fundir el sólido mayor punto de fusión

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Estructuras cristalinas

E n l a c e I o n i c o

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Propiedades de los compuestos iónicos

Forman estructuras cristalinas

No forman moléculas

Los átomos ocupan posiciones muy ordenadas

Cada ion se rodea de iones de signo contrario

Son duros, pero frágiles ya que se rompen con facilidad.

Conducen la corriente eléctrica en disolución.

E n l a c e I o n i c o

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Unión entre átomos que comparten electrones para obtener la

configuración electrónica mas estable (8 electrones en su capa

de valencia)

O [He] 2s2 2p4 O + O O2

E n l a c e C o v a l e n t e

Enlace Covalente

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H 1s1 H. + .H H : H ó H - H

H 1s1

Cl2 Cl [Ne]3s23p5

Cl [Ne]3s23p5 : Cl – Cl :

Par de electrones

compartidos :

:

: :

E n l a c e C o v a l e n t e

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Enlaces múltiples

Cuando los átomos completan el octeto compartiendo más de

un par de electrones

Comparten un par

de electrones

Comparten dos pares

de electrons

Comparten tres

pares de electrones

Por regla general: la distancia entre dos átomos (distancia de enlace)

disminuye al aumentar el número de electrones compartidos

E n l a c e C o v a l e n t e

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¿Cómo dibujar estructuras de Lewis?

Ejemplo:

PCl3 P [Ne] 3s23p3 Cl [Ne] 3s23p5

26 electrones de valencia

2. Escribir los símbolos de los átomos para indicar que átomos están

unidos entre sí.

1. Sumar los electrones de valencia de todos los átomos

E n l a c e C o v a l e n t e

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26

3. Completar los octetos de los átomos unidos al átomo central

: :

: :

: :

:

:

: Uso 24 electrones de

los 26 de valencia

4. Colocar los electrones que sobran en el átomo central

: :

: :

: :

:

:

: El átomo central posee 8

electrones, entonces

completamos el octeto

5. Si no hay suficientes electrones de valencia para que el átomo

central complete el octeto, se prueba con múltiples enlaces

E n l a c e C o v a l e n t e

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Polaridad de los enlaces

Nos permite comprender como están compartidos los electrones

en un enlace covalente.

Cuando los electrones se comparten equitativamente entre los dos

átomos ENLACE COVALENTE NO POLAR

Cuando uno de los átomos ejerce más atracción sobre los

electrones tenemos un ENLACE COVALENTE POLAR

E n l a c e C o v a l e n t e

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Se relaciona:

• Su energía de ionización

•Su afinidad electrónica

Propiedad del átomo aislado:

mide la fuerza con la que se

aferra a sus electrones

Propiedad del átomo aislado:

mide la fuerza con la que se

atrae electrones adicionales

Electronegatividad Capacidad de un átomo en una molécula para atraer los

electrones hacia sí

E n l a c e C o v a l e n t e

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Si tiene energía de ionización muy alta y además afinidad electrónica muy alta, se negará a perder sus electrones y

tenderá a ganar más

SERA MUY ELECTRONEGATIVO

E n l a c e C o v a l e n t e

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ELECTRONEGATIVIDAD Y POLARIDAD DEL ENLACE

F2 HF LiF

Diferencia de

Electronegatividad

0 1,9 3,0

Polaridad del enlace COVALENTE

NO POLAR

COVALENTE

POLAR

IONICO

El F atrae parte de la

densidad electrónica dejando

cargas parciales

δ-

δ+

E n l a c e C o v a l e n t e

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ELECTRONEGATIVIDAD Y POLARIDAD DEL ENLACE

F2 HF LiF

Diferencia de

Electronegatividad

0 1,9 3,0

Polaridad del enlace COVALENTE

NO POLAR

COVALENTE

POLAR

IONICO

E n l a c e C o v a l e n t e

Covalente NO

POLAR IONICO

Covalentes POLARES

se diferencian en el grado de polaridad

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δ- δ+

MOLECULA POLAR

+

Siempre que dos cargas eléctricas de igual magnitud pero signo

opuesto están separadas cierta distancia se establece un DIPOLO

E n l a c e C o v a l e n t e

La medida de la magnitud se llama MOMENTO DIPOLAR (µ)

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Estructuras de resonancia

O O O

: :

:

: : :

Hay resonancia cuando una molécula no se puede representar

exactamente con una estructura de Lewis.

La colocación de los átomos en las estructuras de Lewis son idénticas

pero la colocación de los electrones no.

La molécula real esta descripta por el promedio entre las dos

O O O

: :

:

: :

:

E n l a c e C o v a l e n t e

Ejemplo:

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Estructuras de resonancia

O O O

: :

:

: : :

Hay resonancia cuando una molécula no se puede representar

exactamente con una estructura de Lewis.

La colocación de los átomos en las estructuras de Lewis son idénticas

pero la colocación de los electrones no.

La molécula real esta descripta por el promedio entre las dos

O O O

: :

:

: :

:

E n l a c e C o v a l e n t e

Ejemplo:

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Excepciones a la Regla del Octeto

Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número impar de

electrones

Moléculas tipo BeCl2 o BF3 con marcado carácter covalente en

las cuales el átomo de Be o de B no llegan a tener 8 electrones.

Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo central tiene 5 o 6

enlaces (10 o 12 e– ).

Sólo en caso de que el no-metal no esté en el segundo período,

porque a partir del tercero existen orbitales “d” y puede haber

más de cuatro enlaces

E n l a c e C o v a l e n t e

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Hemos visto las estructuras de Lewis y como nos ayudan a

comprender la composición de las moléculas y los enlaces covalentes,

pero NO nos ayudan a comprender su forma tridimensional

: :

:

: :

: :

: :

: :

:

¿Que podemos saber?

4 átomos de Cl están enlazados a un átomo de Carbono pero no nos

dice CÓMO

E n l a c e C o v a l e n t e

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Algunas propiedades se pueden determinar experimentalmente, pero,

se puede anticipar la geometría teniendo en cuenta el número de

electrones que rodea al átomo central, porque :

Los átomos se van a ubicar en el espacio de manera que “SE

MOLESTEN” MENOS

E n l a c e C o v a l e n t e

Geometría molecular:

se refiere a la distribución tridimensional de los átomos de una molécula

La geometría afecta a sus propiedades físicas y químicas, por ejemplo:

punto de fusión, ebullición, la densidad, tipo de reacciones en que

pueden participar…

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LA MOLECULA DE CCl4 QUEDA

DEFINIDA GEOMETRICAMENTE

COMO UN TETRAEDRO DE

LONGITUD DE ENLACE 1,78 Å

(Tetraedro, ángulo 109º)

Las menores repulsiones entre los átomos de C-Cl se dan cuando los

4Cl se orientan en los vértices de un tetraedro

E n l a c e C o v a l e n t e

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MOLECULAS TIPO ABn

AB2

¿Como orientamos tres moléculas en el espacio?

LINEAL

ANGULAR

E n l a c e C o v a l e n t e

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AB3 ¿Como orientamos cuatro moléculas en el espacio?

120º

TRIGONAL PLANA PIRAMIDE TRIGONAL

E n l a c e C o v a l e n t e

MOLECULAS TIPO ABn

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MODELO RPECV

(Repulsión del par electrónico de la capa de valencia)

PARES DE ELECTRONES ENLAZANTES

PARES DE ELECTRONES NO ENLAZANTES

¿Por qué no se orientan en el plano con ángulo de 120º?

La forma también depende de los electrones no enlazantes.

Todos los electrones se orientan de manera de minimizar las

repulsiones.

¿Quiénes tendrán estructura trigonal plana?

E n l a c e C o v a l e n t e

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¿Por qué la forma no es un tetraedro entonces?

Porque la geometría molecular es la disposición de los átomos en el

espacio

Los electrones no enlazantes no forman enlaces, pero influyen en la

geometría, están ocupando una zona del espacio, pero no forman

enlaces.

FORMA DEL NH3 :

PIRAMIDE TRIGONAL

E n l a c e C o v a l e n t e

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¿Cómo predecimos la forma?

1. Dibujamos las fórmulas de Lewis

2. Ordenamos en el espacio, tanto electrones enlazantes como no

enlazantes de manera de minimizar las repulsiones

3. Sólo consideramos los enlazantes para obtener la geometría molecular

E n l a c e C o v a l e n t e

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E n l a c e C o v a l e n t e

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Pares de e- enlazantes

1 Par de e- NO enlazantes

3 Pares de e- NO enlazantes

2 Pares de e- NO enlazantes

4 Pares de e- NO enlazantes

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¿Qué EFECTO TIENEN LOS ELECTRONES NO ENLAZANTES

SOBRE LOS ANGULOS DE ENLACE?

109,5º

107º 104,5º

Los ángulos de enlace disminuyen conforme aumenta el número de

pares de electrones no enlazantes

¿Por qué?

E n l a c e C o v a l e n t e

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: :

4 pares de electrones enlazantes

TETRAEDRO

3 pares de electrones enlazantes

TRIGONAL PLANA

2 pares de electrones enlazantes

2 pares de electrones no enlazantes

ANGULAR

E n l a c e C o v a l e n t e

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Este modelo explica la geometría de las moléculas pero no porque

existe el enlace entre los átomos, MECANICA CUANTICA

La combinación del concepto de Lewis de los enlaces por pares de

electrones con la idea de los orbitales atómicos da origen a un

nuevo modelo

TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA

Cuando dos electrones forman un enlace, existe acumulación de

densidad electrónica entre núcleos cuando un orbital atómico de

valencia de uno se solapa con un orbital atómico de valencia del

otro

E n l a c e C o v a l e n t e

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H2

HF

H 1s1

F [He]2s22p5

E n l a c e C o v a l e n t e

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Para explicar la geometría de moléculas poliatómicas suponemos

que los orbitales atómicos de un átomo se “mezclan” para

formar nuevos orbitales ORBITALES HIBRIDOS

La forma de los orbitales hibridos es diferente de la de los

orbitales originales

El proceso por el cual se forman los orbitales híbridos se

denomina HIBRIDACION

El número total de orbitales atómicos de un átomo no cambia, el

número de orbitales híbridos de un átomos es igual al número

de orbitales atómicos que se combinan

E n l a c e C o v a l e n t e

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ORBITALES HIBRIDOS sp

BeF2 :

: :

: :

:

La teoria de RPECV predice que es lineal, ¿Cómo lo predecimos con la

teoría del enlace de valencia?

F [He]2s22p5 El electrón no apareado del F está en un orbital 2p

Se va a aparear con un electrón no apareado del Be, con cual?

Be [He]2s2

E n l a c e C o v a l e n t e

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No tiene electrones no apareados en su estado basal entonces no

podría formar enlaces

Promueve un electrón a un orbital p para poder formar el enlace,

este proceso requiere energía

Pero los dos electrones no serán iguales porque uno está en un

orbital 2s y el otro en uno 2p

No hemos explicado la estructura del BeF2, que sabemos es lineal

con los dos enlaces iguales

E n l a c e C o v a l e n t e

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Tenemos que hibridar el orbital 2s con uno de los orbitales 2p para

generar dos nuevos orbitales idénticos

Como son idénticos y apuntan en direcciones opuestas, la molécula es

lineal

E n l a c e C o v a l e n t e

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La promoción de electrones requiere energía, entonces

¿Por qué se propone este modelo?

Estos orbitales tienen un lóbulo más grande y por lo tanto se

solapan mejor a otros átomos que los orbitales atómicos no

hibridos, entonces lo hacen con mayor fuerza y el resultado es un

enlace más fuerte.

La energía liberada por la formación del enlace compensa con

creces la energía que debe intervenir en la promoción de electrones

E n l a c e C o v a l e n t e

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ORBITALES HIBRIDOS sp2

E n l a c e C o v a l e n t e

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ORBITALES HIBRIDOS sp3

El C forma 4 enlaces, todos ellos híbridos

Cada uno tiene un lóbulo grande que apunta

hacia los vértices de un tetraedro

E n l a c e C o v a l e n t e

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E n l a c e C o v a l e n t e

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Un mismo átomo puede formar más de tu tipo de orbitales

híbridos, por ejemplo el C forma enlaces con orbitales sp3, sp2 y sp

Existen los orbitales híbridos sp3d y sp3d2 pero no los vamos a

estudiar

Muchas veces para predecir la hibridación necesitamos saber la

geometría, por lo tanto son modelos complementarios

1. Dibujar la estructura de Lewis

2. Determinar la geometría empleando RPECV

3. Especificar los orbitales híbridos necesarios para dar cabida a

los pares de electrones en base a su geometría

E n l a c e C o v a l e n t e

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ENLACES MULTIPLES

Cuando la densidad electrónica se concentra simétricamente a lo largo

de la línea que conecta a los núcleos el enlace se denomina ENLACE

SIGMA σ

En el caso de enlaces múltiples tenemos ENLACES PI π se deben al

resultado de solape de orbitales p orientados perpendiculares al eje

internuclear.

E n l a c e C o v a l e n t e

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Todos los enlaces son de 120

º sugiere hibridación sp2

No híbrido, orientado

perpendicular al plano que

contiene los tres orbitales sp2

Hacen más rígidas a las

moléculas

E n l a c e C o v a l e n t e

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61

Molécula plana, sugiere hibridación

sp

Cada carbono emplea un orbital sp para

formar el enlace C-C y dos orbitales p no

híbridos perpendiculares entre si

E n l a c e C o v a l e n t e