ENLACE QUÍMICO- QUIMICA INORGANICA-INGENIERIA QUIMICA

1. PROFESORES:
ENRIQUE GUZMAN LEZAMA
ISABEL RAMIREZ CAMAC
ENLACE QUÍMICO
UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS
FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUÍMICA
ESCUELA ACADÉMICO PROFESIONAL DE INGENIERÍA QUÍMICA
DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE QUÍMICA INORGÁNICA
CURSO DE QUÍMICA INORGÁNICA

2. Planteamiento del problema
1. La mina de un lápiz se compone
de grafito y arcilla. El grafito es
una sustancia simple formada
por átomos de carbono. Existe
otra sustancia simple formada
también por átomos de carbono
llamada diamante.
¿Cuál es la causa de que ambas
sustancias tengan propiedades
tan distintas y sin embargo estén
formadas por el mismo tipo de
átomo?
Diamante Grafito

3. Planteamiento del problema
2. ¿Por qué los átomos se unen en unas
proporciones determinadas y no en otras? ¿Por
qué NaCl y no Na2Cl?
3. ¿Por qué la molécula de CO2 es lineal y la del
H2O es angular?
4. ¿Qué es lo que determina las propiedades de una
sustancia: solubilidad, conductividad eléctrica,
estado de agregación a temperatura ambiente…?

4. El estudio de las propiedades de las sustancias permite establecer
tres grandes grupos para clasificar la enorme diversidad de
sustancias:
Sustancia Electrólito No electrólito Metálica
T fusión
T ebullición
↑ ↓↓ ↑
Solubilidad en
agua
otro disolvente
↑
↓↓
↓↓
↑
↓↓
↓
Conductividad
eléctrica
(sólido) ↓↓
(líquido) ↑
↓↓
↓↓
↑
↑

5. Las propiedades características de las
sustancias están relacionadas con la forma en
que están unidas sus partículas y las fuerzas
entre ellas, es decir, con el tipo de ENLACE
QUÍMICO que existe entre sus partículas.

6. ENLACE QUÍMICO
 Cuando los átomos se unen para formar grupos
eléctricamente neutros, con una consistencia tal
que se pueden considerar una unidad, se dice que
están formando moléculas:
 O2 diatómica
 SO2 triatómica
 NH3 tetraatómica
O compuestos Iónicos: NaCl, K2SO4, NaOH

7. Una primera aproximación para interpretar el
enlace
 A principios del siglo XX, el científico Lewis, observando la
poca reactividad de los gases nobles (estructura de 8
electrones en su último nivel),sugirió que los átomos al
enlazarse “tienden” a adquirir una distribución de electrones de
valencia igual a la
del gas noble más próximo
REGLA DEL OCTETO

8. Gilbert Lewis estableció que
los átomos se combinan a fin
de alcanzar una configuración
electrónica más estable:
La máxima estabilidad resulta
cuando un átomo es isoelectrónico
con un gas noble

9. NaCl
“Diagramas de Lewis”

10. ▪ Los enlaces químicos son las fuerzas que
mantienen unidos a los átomos en las
moléculas de los elementos (O2 y Cl2); de
compuestos (CO2 y H2O) y de metales.
▪ Los átomos se combinan con el fin de
alcanzar una configuración electrónica más
estable.
CONCEPTO DE ENLACE

11.  La estabilidad máxima se produce cuando un
átomo es isoelectrónico con un gas noble.
 En la formación de enlaces químicos solo
intervienen los electrones de valencia.
+

12. ELECTRONEGATIVIDAD
 Capacidad que tiene un átomo de atraer
electrones comprometidos en un enlace.
 Los valores de E.N. son útiles para predecir el
tipo de enlace que se puede formar entre átomos
de diferentes elementos.

13. VALORES DE ELECTRONEGATIVIDAD DE PAULING
H
2.1
Elemento más
electronegativo
Li
1.0
Be
1.5
B
2.0
C
2.5
N
3.0
O
3.5
F
4.0
Na
0.9
Mg
1.2
Al
1.5
Si
1.8
P
2.1
S
2.5
Cl
3.0
K
0.8
Ca
1.0
Sc
1.3
Ti
1.5
V
1.6
Cr
1.6
Mn
1.5
Fe
1.8
Co
1.8
Ni
1.8
Cu
1.9
Zn
1.6
Ga
1.6
Ge
1.8
As
2.0
Se
2.4
Br
2.8
Rb
0.8
Sr
1.0
Y
1.2
Zr
1.4
Nb
1.6
Mo
1.8
Tc
1.9
Ru
2.2
Rh
2.2
Pd
1.2
Ag
1.9
Cd
1.7
In
1.7
Sn
1.8
Sb
1.9
Te
2.1
I
2.5
Cs
0.7
Ba
0.9
La
1.1
Hf
1.3
Ta
1.5
W
1.7
Re
1.9
Os
2.2
Ir
2.2
Pt
2.2
Au
2.4
Hg
1.9
Tl
1.8
Pb
1.8
Bi
1.9
Po
2.0
At
2.2
Fr
0.7
Ra
0.9
Ac
1.1
Th
1.3
Pa
1.5
U
1.7
Np – Lw
1.3
Elemento menos electronegativo

14. Clasificación de los elementos de
acuerdo con la regla del octeto
 Metales: baja electronegatividad, baja energía de
ionización. Tienden a ceder electrones.
 No metales: alta electronegatividad. Tienden a
aceptar electrones

15. Según el tipo de átomos que se unen:
 Metal – No metal: uno cede y otro acepta
electrones (cationes y aniones).
 No metal – No metal: ambos comparten electrones,
comparten electrones.
 Metal – Metal: ambos ceden electrones.

16. electronegatividad
determina
puede darse entre Átomos diferentes
En los cuales
La diferencia de E.N.
iónico
Diferente de cero
covalente polar
y el enlace puede ser
mayor que 1,9
Diferencia de E.N.
Entre 0 y 1,9
El tipo de enlace
que
Diferencia de E.N.
Átomos iguales
En los cuales
La diferencia de E.N.
Covalente puro o no polar
Cero
y el enlace es
H2; Cl2; N2
ejemplo.

17. Tipos de enlace
Iónico
Covalente
Metálico

19. ENLACE IÓNICO
▪ Un enlace iónico es la
fuerza de atracción
electrostática que
mantiene unidos a los
iones en un compuesto
iónico.
 El compuesto iónico se
forma al reaccionar un
metal con un no metal.
Cl
Na

20. ◼ Los iones de distinta carga se
atraen eléctricamente, se
ordenan y forman una red
iónica. Los compuestos
iónicos no están formados por
moléculas.
▪ La gran variedad de
compuestos iónicos están
formados por un metal del
grupo IA o IIA y un halógeno u
oxigeno.

21. El NaCl

22. Propiedades de los compuestos iónicos
 Elevados puntos de fusión y
ebullición
 Solubles en agua
 No conducen la electricidad en
estado sólido, pero sí cuando
está disuelto o fundido
 Al intentar deformarlos se
rompe el cristal (fragilidad)

23. Redes iónicas
NaCl CsCl

24. Estructuras más comunes
Estructura de sulfuro de
zinc (blenda de zinc)
Wurzita
S Zn
S Zn

25. Estructuras más comunes
F Ca
Fluorita
O Ti
Rutilo

26. Tipo de Estructura Celda Unidad
NaCl
CsCl
CaF2
Blenda de Zinc
(ZnS)
Wurtzita (ZnS)

28. ENERGÍA RETICULAR
 Una medida de la estabilidad de un sólido iónico es
su energía reticular, o energía de red cristalina del
sólido.
 Esta energía se define como la energía que libera
los iones positivos y negativos en estado gaseosos
para formar una mol de compuesto iónico sólido.
Na+
(g) + Cl-
(g) → NaCl(s) ∆Hred = -788kJ/mol

29.  También se define como la energía requerida para
separar completamente una mol de un compuesto
iónico sólido en sus iones en estado gaseoso.
NaCl(s)  Na+
(g) + Cl-
(g) ∆Hred = +788kJ/mol

30. ¿Cómo determinar la Energía Reticular?
 Existen métodos para determinar la energía
reticular, uno de ellos es el Ciclo de Born –
Haber.

31. CICLO DE BORN - HABER
 Con el ciclo de Born –
Haber se estudia todo
el proceso de reacción
de los elementos que
conforman el sólido
iónico.

32. Na(s) + 1/2Cl2(g)
Na(g) + 1/2Cl2(g)
ΔHSub(Na) = 108 kJ/mol
Na(s) + 1/2Cl2(g)
1/2ΔHDis.(Cl2) = ½(242) kJ/mol
Na(g) + Cl(g)
Na+
(g) + Cl(g) + e
ΔHIon(Na) = 502 kJ/mol Na+
(g) + Cl-
(g)
ΔHAE(Cl) = -354 kJ/mol
NaCl(s)
ΔHf(NaCl) = -411 kJ/mol
Uo = ?
E
CICLO DE BORN - HABER
0
Na (s) + Cl2(g) → NaCl(s) ∆Hf = -411kJ/mol

33.  La idea básica radica en que la formación de NaCl(S) a
partir de los elementos, Na(S) + ½ Cl2(g), cuya entalpía,
es por definición la entalpía de formación (Hºf) del
NaCl(S), puede dividirse en una serie de pasos.
 Si se suman algebraicamente las entalpías de estas
etapas, el resultado debe ser igual a Hºf de acuerdo
con la Ley de la Conservación de la Energía, la Primera
Ley de la Termodinámica. De este modo se obtiene los
pasos del ciclo de Born – Haber.
Na(s) + Cl2(g) → NaCl(s) ∆Hf = -411kJ/mol

34. De este modo se obtiene la ecuación:
 En la que los términos de entalpía son el de
Sublimación del sodio (HºVap), el de Disociación del
Cl2 (HºDis), el de Ionización del Na(g) a Na+
(g) + e
(HºIon), el de afinidad electrónica al Cl(g) para dar Cl-
(g) (HºAE) y el de formación de NaCl(S) a partir de los
iones gaseosos (U).
Hºf = Hºsub + 1/2 HºDis + HºIon + HºAE + U

35. Ejemplo: Para el Cloruro de Sodio se tienen las siguientes
entalpías:
Hºf = -411 kJ/mol, HºVap = 108 kJ/mol, 1/2 HºDis = 121
kJ/mol, HºIon = 502 kJ/mol, HºAE = -354 kJ/mol.
Entonces:
UNaCl = Hºf - HºVap - 1/2 HºDis - HºIon - HºAE
UNaCl = -411 - 108 - 121 - 502 + 354
UNaCl = -788 kJ/mol.

36. NaCl
765
kJ/mol
Na+
Cl-
Energía
Na+
Cl-
E1
E2

37. ¿Con que propiedades físicas se
relaciona la Energía Reticular?
 Temperatura de Fusión.
 Solubilidad.
 Conductividad Eléctrica.

38. Energía reticular
1. Es la energía evolucionada al formarse el
retículo cristalino, proceso que usual-
mente es exotérmico.
2. A mayor energía reticular mayor estabilidad del
compuesto iónico.
3. A mayor energía reticular tienden a aumentar
todas las propiedades antes mencionadas.

39. Energía reticular
4. A mayor energía reticular debe ser menor la
solubilidad en disolventes polares, como el agua.
5. La energía reticular es mayor en la medida que son
mayores las cargas de los iones que forman el
enlace iónico. Ej.: El MgBr2 tiene mayor energía
reticular que el KBr, mientras que el MgO a su vez
tiene mayor energía reticular que el MgBr2.

40. La estabilidad de las sustancias iónicas
es el resultado de las poderosas fuerzas
electrostáticas de atracción entre un ión
y los iones de carga opuesta que lo
rodean
Medida de la energía
de la red cristalina
:ENERGIA
RETICULAR
Depende principalmente
de las cargas pero también
del tamaño relativo de los
iones
A mayor energía
reticular mayor punto
de fusión.
Ereticular NaCl = -786,4 kJ/mol P.fusion= 801 °C
Ereticular LiCl = -845,4 kJ/mol P.fusion= 845 °C
No es posible medirla directamente, pero si se conoce la estructura y la composición del
compuesto ionico, puede calcularse o estimarse.(ciclo de Born-Haber)

41.  Energías de las redes
cristalinas de los haluros
alcalinos

42. Algunas entalpía reticulares a 25 ºC (kJ/mol)
Haluros
LiF LiCl LiBr LiI
1046 861 818 759
NaCl
787
KCl
717
MgCl2
2524
Óxidos CaO
3461
ΔHret es mayor en la
medida que aumenta
la densidad de carga
de los iones (carácter
iónico del compuesto)

43. Ejms: dependencia de la energía reticular, con propiedades físicas.
NaF NaCl NaBr NaI
d0 ( A°) 2,31 2,81 2,98 3,23
PF °C 988 801 740 660
Peb.°C 1695 1441 1393 1300
Energia retic.
kJ/mol
-902,07 -786,4 -718,81 -663,16
Mas pequeño el ion mas
Alto el punto de fusión

44. ENLACE COVALENTE Y ESTRUCTURA DE
LAS MOLÉCULAS

45. Para recordar: algunas aclaraciones…
45
En la carga formal, los electrones enlazantes, están
compartidos por igual por los átomos. Además la carga formal de
cada átomo puede cambiar entre las distintas estructuras
resonantes, pero lo que nunca cambia es el número de
oxidación, el cual será igual para cada elemento en todas las
estructuras resonantes.
La estructura resonante preferida será la que cumpla con el
correspondiente octeto, y en caso de que mas de un átomo lo
tenga, la carga negativa la portará el elemento mas
electronegativo.
-2 0 +1 -1 0 0 0 0 -1
Formal charges
-3 +4 -2
-3 +4 -2 -3 +4 -2
Oxidation numbers
..
..
..

46. Para recordar: algunas aclaraciones…
46
En la Resonancia se simbolizan diferentes representaciones de
estructuras de Lewis para una misma molécula.
El O3 esta representado en 2 maneras:
Ninguna de las dos representa al O3 absolutamente, por que los
enlaces O-O son identicos en longitud y energia, por lo que ambas
son igualmente validas

47. En la Resonancia los electrones son los que se mueven, nunca
los enlaces, y esto se representa a través de flechas, que
muestran las estructuras resonantes. Lo que cambia de posición
son los enlaces y los pares de electrones solitarios.
El Híbrido de resonancia es un “promedio” de las dos
estructuras y que muestra la deslocalización de los electrones en
los enlaces (observe el enlace que es simple y al mismo tiempo
doble a cada lado)
47

48. ESTRUCTURA MOLECULAR Y TEORÍAS DEL ENLACE
COVALENTE
 El tamaño y forma de las moléculas determina,
en gran medida, sus propiedades físicas y
químicas.
 Las teorías que explican las propiedades
físicas y químicas de un compuesto covalente
de manera acertada son: Teoría de Repulsión
del Par Electrónica en la Capa de Valencia
(TRPECV), la Teoría de Enlace de Valencia
(TEV) y la Teoría de Orbitales Moleculares
(TOM).

49. 1. TEORÍA DE REPULSIÓN DEL PAR ELECTRÓNICO EN LA
CAPA DE VALENCIA (TRPECV)
 En la TRPECV, se considera que el enlace simple, el
enlace doble, el enlace triple y un par no compartido de
electrones constituyen una región única de alta densidad
electrónica.
 Esta teoría se basa en dos supuestos:
a. Cada par electrónico de la capa de valencia de un
átomo central es significativo.
b. Las repulsiones entre los pares electrónicos de la
capa de valencia determinan la forma de las moléculas.

50.  Las ideales fundamentales son las siguientes: los
pares de electrones de la capa de valencia se
encuentran ordenados en torno al átomo central, de
manera que las repulsiones entre ellos se reducen al
mínimo.
 Esto ocasiona separación máxima de las regiones de
alta densidad electrónica en torno al átomo central.
 El ordenamiento de estas regiones de alta densidad
electrónica se conoce como geometría electrónica del
átomo central.

51. NÚMERO DE
REGIONES DE
ALTA DENSIDAD
ELECTRÓNICA
FORMA GEOMETRÍA ÁNGULOS
2 Lineal 180º
3 Plana triangular 120º
4 Tetraédrica 109.5º
5
Bipiramidal
triangular 90º, 120º, 180º
6 octaédrica 90º, 180º

52. 52
“Cada grupo de electrones de Valencia que está alrededor de un
átomo central, se localiza lo mas lejos posible de los otros para
minimizar las repulsiones, pudiendose formar enlaces simples,
dobles, triples, pares de electrones solitarios o electrones
desapareados, permitiendo así que las moléculas adopten cierta
forma y geometría”

53. 53
El Angulo de enlace es el angulo formado entre el nucleo
de cada molecula y los atomos que rodean al atomo
central.
Los angulos son ideales siempre que se determinen por la
geometria absoluta (asumiendo que no hay pares libres ni
multiples enlaces), aunque por lo general esto no ocurre ya
que los angulos reales suelen desviarse de los valores
ideales.

54. Un par solitario repele los pares de los
electrones enlazantes en una mayor
proporcion de lo que se repelerian los
enlaces entre si. Esto hace que se
reduzca el ángulo entre los pares
enlazantes.
Pares no enlazantes o solitarios:
Enlaces dobles:
Un doble enlace tiene una mayor
densidad electronica comparado con un
enlace simple, y repele los electrones del
enlace simple mas de lo que se
repelerian entre los enlaces simples.
Dentro de los factores que afectan el ángulo de enlace se
tienen:
54

55. pares compartidos vs.
pares compartidos
Sin pares libres pares libres
vs. pares compartidos
> >
Comparación de la repulsión entre pares de electrones
55

56. 56
El arreglo de los grupos de electrones se define por los
enlaces que se formen en la molecula, y/o por los
electrones no enlazantes o solitarios. La forma molecular
es la visualizacion en 3D del nucleo unido a los átomos
enlazantes. La forma de la molecula se clasifica de
acuerdo a la siguiente designación:
AXmEn
A = atomo central
X = atomos alrededor del
atomo central
E = electrones de Valencia
que no se están enlazando
m y n son numeros enteros

57. 57
AX2 2 0
Clase
# de átomos
unidos al átomo
central
# de pares libres
en el átomo
central
Arreglo de los pares de
electrones
Geometría
molecular
lineal lineal
B B
Ejemplos: CS2, HCN,
BeX2 donde X puede ser
F, Cl, Br, o I
Cl Cl
Be
2 átomos enlazados al átomo central

58. 58
Clase
# de átomos
unidos al átomo
central
# de pares
electrones libres
en el átomo
central
Geometría
molecular
AX3 3 0
triangular
plana
triangular
plana
Arreglo de los
pares de
electrones
AX2E 2 1
AX2E
AX3
Ejemplos:
SO2, O3, PbCl2,
SnBr2
Ejemplos:
SO3, BX3,
(X=F, Cl, Br, I)
NO3
–, CO3
2−
triangular
plana
Forma
doblada

59. 59
Clase
# de átomos
unidos al átomo
central
# de pares de
electrones libres en el
átomo central
Geometría
molecular
AX4 4 0 tetrahédrica tetrahédrica
Arreglo de los
pares de
electrones
AX3E 3 1
AX2E2 2 2
AX4
Ejemplos:
CH4, SiCl4,
SO4
2–, ClO4
–
AX3E
Ejemplos:
NH3, PF3
ClO3
–, H3O+
AX2E2
Ejemplos:
H2O, OF2, SCl2

60. 60
Clase
# de átomos
unidos al átomo
central
# de electrones
libres en el átomo
central
Arreglo de los pares de
electrones
Geometría
molecular
AX5 5 0
triangular
bipiramidal
triangular
bipiramidal
AX5
Ejemplos:
PX5, AsX5, donde
X= halogeno, SOF4

61. 61
Clase
# de átomos
pegados al átomo
central
# de pares
libres en el
átomo central
Arreglo de los pares de
electrones
Geometría
molecular
AX5 5 0 triangular
bipiramidal
triangular
bipiramidal
AX4E 4 1 triangular
bipiramidal
tetrahedro
deformado
Ejemplos:
SF4, XeO2F2
IF4
+, IO2F2
–
AX4E

62. 62
Clase
# de átomos
pegados al átomo
central
# de pares
libres en el
átomo central
Arreglo de los pares de
electrones
Geometría molecular
AX5 5 0
triangular
bipiramidal
triangular
bipiramidal
AX3E2 3 2 triangular
bipiramidal
Forma de T
Cl
F
F
F
AX3E2
Ejemplos:
ClF3, BrF3

63. 63
Clase
# de átomos
pegados al átomo
central
# de pares
libres en el
átomo central
Arreglo de los pares de
electrones Geometría
molecular
AX5 5 0
triangular
bipiramidal
triangular
bipiramidal
AX2E3 2 3
triangular
bipiramidal
lineal
I
I
I
AX2E3
Ejemplos:
XeF2, I3
–, IF2
–

64. 64
Clase
# de átomos
pegados al átomo
central
# de pares
libres en el
átomo central
Arreglo de los pares de
electrones Geometría
molecular
AX6 6 0 octahédrico
octahédrico
Ejemplos:
SF6, IOF5
AX6

65. 65
Clase
# de átomos
pegados al átomo
central
# de pares
libres en el
átomo central
Arreglo de los pares de
electrones Geometría
molecular
AX6 6 0 octahédrico
octahédrico
AX5E 5 1 octahédrico
piramidal
cuadrada
Br
F F
F
F
F
AX5E
Ejemplos:
BrF5, TeF5
–,
XeOF4

66. 66
Clase
# de átomos
pegados al átomo
central
# de pares
libres en el
átomo central
Arreglo de los pares de
electrones Geometría
molecular
AX6 6 0 octahédrico
octahédrico
AX4E2 4 2 octahédrico cuadrada
plana
Xe
F F
F
F
AX4E2
Ejemplos:
XeF4, ICl4
–

67. 2. TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIA (TEV)
 La TEV describe los orbitales atómicos que
se superponen para producir el enlace en
dichas geometrías que fueron descritas por
TRPECV.
 A fin de contar con los orbitales necesarios
para poder explicar la geometría
experimentalmente observada, suele ser
necesario usar el concepto de orbitales
híbridos.

68. Relación entre las geometrías electrónicas y la hibridación
REGIONES DE
ALTA
DENSIDAD
ELECTRÓNICA
GEOMETRÍA
ELECTRÓNICA
HIBRIDACIÓ
N COMÚN
ORBITALES ATÓMICOS
MEZCLADOS DE LA
CAPA DE VALENCIA DEL
ÁTOMO CENTRAL
2 Lineal sp Un s, un p
3 Plana triangular sp2 Un s, dos p
4 Tetraédrica sp3 Un s, tres p
5 Bipiramidal
triangular
sp3d Un s, tres p, un d
6 Octaédrica sp3d2 Un s, tres p, dos p

69. Clasificación de orbitales híbridos:
• Orbitales hibridos sp
• Orbitales hibridos sp2
• Orbitales híbridos sp3
• Orbitales híbridos dsp3
• Orbitales híbridos d2sp3

70. Orbital Híbrido “ sp “
• Esta hibridación ocurre cuando se
mezcla el orbital “s” y uno de los
orbitales “p”, para generar dos nuevos
orbitales: Ejemplo BeF2
1s 2s 2p
Finalmente quedan los orbitales así:
1s sp 2p
Be

71. Ejemplo:
 Para el caso de las moléculas AB2 sin pares de
electrones no compartidos en moléculas A lineales.
Un tipo de compuesto tenemos al BeCl2:
La TRPECV predice que la molécula es de forma lineal,
dando una separación entre los dos átomos de cloro con
un ángulo de 180º.
Según la TEV, tenemos:
4Be: 1s2 2s2 2p0 los orbitales marcados son orbitales de
Valencia.

72. 2s 2p
Be
sp
Hibridación
2p
Be
Be
2s
2p
+
Hibridación
dos orbitales híbridos sp
Be
Be
Be
2s
2p
+
Hibridación
dos orbitales híbridos sp
Be
Be
Cl Cl
3p 3p
dos orbitales híbridos sp
Hay que recordar que cada átomo de cloro tiene un orbital 3p que
contiene un solo electrón, de manera que es posible que se superponga
con los orbitales híbridos sp del Be. En el siguiente diagrama se describe
el enlace de BeCl2, presentando únicamente los electrones de enlace:

73. ORBITAL HÍBRIDO sp2
• Siempre que se mezcla cierto número de
orbitales atómicos se obtiene el mismo
número de orbitales híbridos. Cada uno de
éstos es equivalente a los demás pero
apuntan en dirección distinta. Cuando se
mezclan un orbital “s” con dos orbitales “p,
se forman 3 orbitales híbridos “sp2“ (ese pe
dos).
2s 2p 2s 2p
sp2 2p
pro
mo
ver
híbridar

75.  Moléculas AB3 sin pares de electrones no compartidos en
moléculas A plano triangulares.
 Un tipo de compuesto tenemos al BF3:
La TRPECV predice que la molécula es de una estructura
plano triangular, porque esta estructura da un máximo de
separación entre los tres pares de electrones del enlace. No
hay pares de electrones solitarios asociados al átomo de
boro. La separación máxima de tres pares electrónicos en
torno al átomo B es un ángulo de 120º en un mismo plano.
Según la TEV, tenemos:
5B: 1s2 2s2 2p1 los orbitales marcados son orbitales de
Valencia.

76. 2s 2p
B
sp
Hibridación
2p
Be
Be
2s
2p
+
Hibridación
dos orbitales híbridos sp
Be
2
B
B
2s
2p
+
Hibridación
B
2p
+
tres orbitales híbridos sp 2
B
Cada uno de los tres átomos de F tiene un orbital 2p con un electrón
despareado; estos pueden superponerse con los tres orbitales
híbridos sp2 del Boro.
F
2p
B
F
2p
2p
F

77. ORBITAL HÍBRIDO sp3
•Cuando se mezcla un orbital “s” con tres
orbitales “p,de la misma subcapa se forman
4 orbitales híbridos “sp3“ (ese pe tres).
2s 2p 2s 2p
sp3
promover
híbridar

79. Metano
Ácido
clorhídrico
Agua

80. 3. TEORÍA DE ORBITAL MOLECULAR (TOM)
 La TOM se postula lo siguiente: “La combinación de
orbitales atómicos de átomos distintos forman
orbitales moleculares (OM) de manera que los
electrones que participan en ellos pertenecen a la
molécula considerada común todo”.
ORBITALES MOLECULARES
 Cuando dos orbitales atómicos se superponen
pueden encontrarse en la misma fase (sumados) o
fuera de fase (restados).

81.  La superposición de dos orbitales atómicos siempre
produce dos orbitales moleculares, uno de enlace y otro
de antienlace.
. .
+
1s 1s
. .
. .
Orbital Atómico
1s (enlace)
1s (antienlace)
*
Orbitales Moleculares
Superposición fuera
de Fase
Superposición dentro
de Fase
E
1s (enlace)
1s (antienlace)
*
1s 1s
Orbital
Atómico
Orbital
Atómico
E
σ
σ
σ
σ

82.  Formación de orbitales moleculares σ2px y σ*2px por
superposición de orbitales 2px de dos átomos.
 Los orbitales moleculares π2p y π*2p:
+
- + -
+
2p
x
2p
x
Superposición fuera
de Fase
Superposición dentro
de Fase
- + - +
+
- -
2px(antienlace)
*
σ2px (enlace)
Orbitales Atómicos
(Superposición frontal)
Orbitales Moleculares
E
σ
+
-
+
2p
z
2p
z
Superposición fuera
de Fase
Superposición dentro
de Fase
+
2pz(antienlace)
*

2pz(enlace)
Orbitales Atómicos
(Superposición lateral)
Orbitales Moleculares
E
+
-
+
+
-
-
-


83. DIAGRAMAS DE NIVELES DE ENERGÍA DE LOS
ORBITALES MOLECULARES
*
1s
2s
Orbital
Atómico
Orbital
Atómico
E
σ
σ
2s
1s
σ
σ*
1s
1s
2s
2s
2pz
*

2py
*

2pz

2py

σ 2px
σ 2px
*
2p
2p
De H2 a N2
*
1s
2s
Orbital
Atómico
Orbital
Atómico
E
σ
σ
2s
1s
σ
σ*
1s
1s
2s
2s
2pz
*

2py
*

2pz

2py

σ 2px
*
2p
2p
De O2 a Ne2
σ2px

84. ORDEN DE ENLACE (OE) Y ESTABILIDAD DE
ENLACE
 Una vez de haber llenado el diagrama del nivel
de energía con el número adecuado de
electrones, se necesita ahora una forma de
estudiar la estabilidad de la molécula y este
criterio es el Orden de Enlace (oe):
OE =
(# de electrones de enlace) - (# de electrones de antienlace)
2

85. Por lo general, el orden de enlace corresponde al número de
enlaces descritos porTEV.
Existen órdenes de enlace fraccionados en especies que
contienen un número impar de electrones, como la molécula
de óxido de nitrógeno, NO (1.5).
Cuanto mayor sea el orden de enlace en una molécula o ion
diatómico, mayor estabilidad tendrá y también la energía de
enlace será mayor.

86. MOLÉCULAS DIATÓMICAS
HOMONUCLEARES
 Consta de dos átomos del mismo elemento. Ejemplo: H2,
He2, B2, O2, etc.
1s
*
1s 1s
E
σ
σ
1s
H H
H2
OE =
2 - 0
2
= 1 H H

88. MOLÉCULAS DIATÓMICAS HETERONUCLEARES
 Consta de dos átomos diferentes. Ejemplo: CO, NO, CN-, etc.
OE = (10 – 4)/2 = 3
C O
CO

89. TABLA PERIODICA