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Estrategia de resolución de problemasU4. Enlace Químico
4. Haz un estudio indicando geometría, polaridad y tipo de hibridación de las moléculas siguientes: PF 3 −Trifluoruro de fósforo Solución H 2 S−Sulfuro de hidrógeno Solución NH 2 OH−Hidroxilamina Solución CCl 4 −Tetracloruro de carbono Solución C H 3 Cl−Clorometano Solución BH 3 −Trihidruro de boro o borano Solución PF 5 −Pentafluroruro de fósforo Solución OF 2 −Difluroruo de oxígeno Solución Repaso de la teoría
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Estrategia de resolución de problemasU4. Enlace Químico
Determinación del átomo central de la molécula. 1- Las moléculas tienden a adquirir una estructura (distribución electrónica de átomos) lo más simétrica posible de tal manera, que los átomos más electronegativos tienden a situarse en la periferia y los más electropositivos en la parte central. 2- El átomo central es aquel que permite una estructura simétrica evitando que en la fórmula exista una unión O−O, por ejemplo. 3- El H no puede ser átomo central ya que solo tiene un electrón de valencia. 4- Cuando existe un solo átomo de un elemento unido a más de un átomo de oxígeno se considera como átomo central el elemento diferente al oxígeno, CO 2 por ejemplo. 5- En los demás compuestos el átomo central es el que pertenece a la familia de menor numeración. 6- En los compuestos orgánicos el átomo central es el carbono (excepto en los éteres C−O−C)
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Regla del octeto. Es la tendencia de los iones de los elementos del sistema periódico a completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones, de tal forma que adquiere una configuración muy estable. La regla del octeto se aplica, sobre todo, a los elementos del segundo período, en el primero (H y He) el número máximo de electrones a alcanzar es de dos. Pero incluso en el segundo periodo, grupos 2A y 3A, se registran excepciones, apareciendo lo que se denomina octeto incompleto. Tal es el caso del Boro que completa su capa con 6 electrones, el Aluminio con 6 electrones y el Berilio con 4 electrones. También se presentan excepciones con los elementos del tercer periodo debidas al fenómeno contrario: el octeto expandido. Tal es el caso de la molécula SF 6 donde el átomo de S (con 6 electrones de valencia) se encuentra rodeado de 12 electrones. Esta molécula se denomina hipervalente y el átomo que está rodeado de más de 8 electrones presenta hipervalencia.
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Teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia.
Los ángulos de enlace disminuyen a medida que aumentan el número de pares de electrones noenlazantes. Los pares enlazantes son atraídos por los dos núcleos de los átomos enlazados. Los no enlazantes sonatraídos por un solo núcleo, por lo que pueden extenderse más en el espacio. Los pares de electrones no enlazantesejercen fuerzas de repulsión sobre los pares de electrones adyacentes y tienen a comprimir los ángulos de enlaceentre los pares de electrones enlazantes (tal como se verá más adelante en un problema sobre los compuestos delxenón).
Teoría del enlace de valencia
Esta teoría explica los enlaces covalentes en términos de orbitales atómicos. Supone que los electrones deuna molécula ocupan orbitales atómicos de los átomos individuales. Establece que una molécula se forma a partir dela reacción entre los átomos, los cuales al unirse aparean sus electrones y solapan sus orbitales.
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El solapamiento de orbitales permite a dos electrones con espines opuestos, compartir el espacio común entre los dos núcleos y formar así un enlace covalente. Los electrones de la región de solapamiento, son atraídos simultáneamente por ambos núcleos, lo que mantiene unidos a los átomos y forma un enlace covalente. Al emplear la TEV se deben identificar en primer lugar los orbitales atómicos de nivel de valencia que contienen electrones. Luego se aparean los electrones y se solapan los orbitales atómicos que ocupan, ya sea completamente para formar enlaces tipo sigma, σ , o lateralmente para formar enlaces tipo π. Todos los enlaces covalentes sencillos consisten en un enlace σ; en el mismo, dos electrones apareados se encuentran entre dos átomos. Un enlace σ se puede formar al aparearse dos electrones de orbitales 𝑠, un orbital 𝑝 y uno 𝑠 o dos orbitales 𝑝.
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SOLUCIÓN Paso 1. Cálculo de los pares de electrones enlazantes y no enlazantes. Paso 2. Hallar el átomo central de la molécula. El átomo central en este caso es el fósforo, P, al tener menor electronegatividad.
Configuración electrónica de la capa de valencia
Número de electrones de la capa de valencia
Número de electrones según la teoría del octeto
Pares enlazantes
Pares no enlazantes
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Paso 3. Obtener la representación de Lewis de la molécula.
Según predice la estructura de Lewis al existir 3 pares de electrones enlazantes se tiene unaestructura triangular plana para situar los átomos de flúor. No se tienen en cuenta los electrones libres en estecaso.
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Paso 4. Estudio de la geometría desde el punto de vista de la TRPECV. Según la TRPECV (Teoría de Repulsión de Pares Electrónicos de la Capa de Valencia), para que las interacciones electrostáticas entre los pares de electrones compartidos y libres, que rodean al átomo central, sean mínimas, los átomos deben alejarse entre sí lo suficiente, adoptando una orientación en el espacio que determina la geometría de la molécula. Sin embargo según la TRPECV para la molécula del trifluoruro de fósforo, con pares de electrones libres alrededor del átomo central, los pares de electrones enlazantes y no enlazantes se distribuyen colocándose en los vértices de un tetraedro (3 pares enlazantes y 1 par no enlazante, en total 4 direcciones del espacio), en cuyo centro se encuentra el átomo central, P, y en uno de los vértices el par de electrones libres y en los restantes vértices lo átomos de flúor que se unen al fósforo, adoptando la molécula una geometría piramidal con ángulos menores que los de un tetraedro debido al par de electrones no enlazante.
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 Según la Teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia, la repulsión entre parno enlazante y par no enlazante > repulsión entre par no enlazante y par de enlace > repulsión entre par deenlace y par de enlace, por lo que la estructura se cierra, haciendo los ángulos menores que los del tetraedro.
Por lo tanto la geometría de la molécula será piramidal trigonal.
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Paso 5. Estudio de la hibridación de orbitales atómicos. Hibridación del átomo de fósforo: 𝑠𝑝 3 , en la que un orbital está completo con 2 electrones procedentes del orbital 3𝑠 y los restantes con un electrón cada uno procedentes de los orbitales 3𝑝. La hibridación del átomo central será, por lo tanto, tetraédrica. F 2 𝑠 2 2 𝑝 𝑥 1 2 𝑝 𝑦 1 2 𝑝 𝑧 1 F 2 𝑠 2 2 𝑝 𝑥 1 2 𝑝 𝑦 1 2 𝑝 𝑧 1 F 2 𝑠 2 2 𝑝 𝑥 1 2 𝑝 𝑦 1 2 𝑝 𝑧 1 P 3( 𝑠𝑝 3 ) 2 3( 𝑠𝑝 3 ) 1 3( 𝑠𝑝 3 ) 1 3( 𝑠𝑝 3 ) 1
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Paso 1. Cálculo de los pares de electrones enlazantes y no enlazantes. Paso 2. Hallar el átomo central de la molécula. El átomo central en este caso es el azufre, S, ya que el hidrógeno nunca podrá serlo, independientemente de la electronegatividad.
Configuración electrónica de la capa de valencia
Número de electrones de la capa de valencia
Número de electrones según la teoría del octeto
Pares enlazantes
Pares no enlazantes
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Paso 3. Obtener la representación de Lewis de la molécula. Según predice la estructura de Lewis al existir 2 pares de electrones enlazantes se tiene una estructura lineal para situar los átomos de hidrógeno. No se tienen en cuenta los electrones libres en este caso. Paso 4. Estudio de la geometría desde el punto de vista de la TRPECV. Sin embargo según la TRPECV para la molécula del sulfuro de dihidrógeno, con dos pares de electrones libres alrededor del átomo central, hacen que la estructura lineal se convierta en angular y, como, el azufre es un átomo relativamente grande, el tamaño de los orbitales de los pares no enlazantes harán que el ángulo de enlace sea de 92°.
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𝟗𝟐°
Paso 5. Estudio de la hibridación de orbitales atómicos. Hibridación del átomo de azufre: 𝑠𝑝 3 , en la que dos orbitales híbridos se utilizan para unirse mediante enlace covalente a dos átomos de hidrógeno y, los otros dos, para albergar, cada uno, un par de electrones no compartido. La repulsión electrostática entre los pares de electrones compartidos y no compartidos hace que la geometría de la molécula sea angular. La hibridación del átomo central será, por lo tanto, tetraédrica.
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H 1 𝑠 1 H 1 𝑠 1 S 3( 𝑠𝑝 3 ) 1 3( 𝑠𝑝 3 ) 1 3( 𝑠𝑝 3 ) 2 3( 𝑠𝑝 3 ) 2 Paso 6. Estudio de la polaridad de la molécula y de los enlaces. Electronegatividad del S: 2,5 (átomo central) ; Electronegatividad del H: 2,1 Dada la elevada electronegatividad del azufre los enlaces será polares creando una carga positiva sobre el átomo de azufre y una negativa sobre el de hidrógeno.
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Como la molécula tiene una estructura angular debido a los pares no enlazantes, la suma de losmomentos dipolares será no nula.
Los vectores correspondientes a cada enlace salen del átomo menos electronegativo y se dirigen al máselectronegativo.
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Paso 1. Cálculo de los pares de electrones enlazantes y no enlazantes. Paso 2. Hallar el átomo central de la molécula. El átomo central en este caso es el nitrógeno, N, al tener menor electronegatividad.
Configuración electrónica de la capa de valencia
Número de electrones de la capa de valencia
Número de electrones según la teoría del octeto
Pares enlazantes
Pares no enlazantes
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Paso 3. Obtener la representación de Lewis de la molécula.
Para la hidroxilamina son posibles dos estructuras de Lewis cumpliendo la cantidad de pares enlazantesy no enlazantes.
Para poder decidir cuál de ellas es la correcta es necesario definir lo que se entiende por carga formalsobre un átomo.
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La carga formal sobre un átomo se define como: Carga formal = Número de electrones de valencia del átomo aislado – Número de electrones solitarios o libres – ½ ·Número total de electrones compartidos Será más estable la molécula que tenga menor carga formal sobre sus átomos. En este caso la carga formal sobre el átomo de nitrógeno y de oxígeno, para cada una de las dos posibilidades será: N O Número de electrones de valencia = 5 6 Número de electrones solitarios = 0 6 ½· Número de electrones compartidos = 4 1 Carga formal sobre N =5 – 0 −4 = +1 Carga formal sobre O = 6− 6−1=−1
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N O Número de electrones de valencia = 5 6 Número de electrones solitarios = 2 4 ½· Número de electrones compartidos = 3 2 Carga formal sobre N =5 –2 −3 =0 Carga formal sobre O = 6−4−2=0 Puesto que la segunda estructura tiene cero cargas formales se elige como la mejor estructura para la molécula, que corresponde a:
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Paso 4. Estudio de la geometría desde el punto de vista de la TRPECV.
Para estudiar la molécula de hidroxilamina a través de la TRPECV habrá que tener en cuenta los paresde electrones libres alrededor del átomo central (nitrógeno) y de un átomo lateral (oxígeno).
El átomo de nitrógeno tendrá una estructura piramidal triangular
en la que los vértices el triángulo de la base son los dos hidrógenos
y el oxígeno. Esta estructura piramidal está afectada por el par
de electrones no enlazante del nitrógeno.
Así mismo, el oxígeno, tiene también dos
pares de electrones no enlazantes lo que
hará que su enlace con el hidrógeno sea
angular.
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Paso 5. Estudio de la hibridación de orbitales atómicos. Hibridación del átomo de nitrógeno: 𝑠𝑝 3 , en la que un orbital híbrido está completo con 2 electrones procedentes del orbital 2𝑠 y los restantes híbridos con un electrón cada uno, procedentes de los orbitales 2𝑝. La hibridación del átomo central será, por lo tanto, tetraédrica. Lo mismo ocurre con el oxígeno, también tiene hibridación 𝑠𝑝 3 y geometría tetraédrica. H 1 𝑠 1 H 1 𝑠 1 N 2( 𝑠𝑝 3 ) 2 2( 𝑠𝑝 3 ) 1 2( 𝑠𝑝 3 ) 1 2( 𝑠𝑝 3 ) 1 O 2( 𝑠𝑝 3 ) 2 2( 𝑠𝑝 3 ) 2 2( 𝑠𝑝 3 ) 1 2( 𝑠𝑝 3 ) 1 H 1 𝑠 1
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El grupo N H 2 + tiene la misma estructura que el amoníaco, solamente que en este caso, uno de los hidrógenos del amoníaco está sustituido por el grupo hidroxilo. La estructura geométrica del amoníaco es de pirámide trigonal con hibridación 𝑠𝑝 3 . Los ángulos de enlace, 107°, son más cerrados que en el caso de un tetraedro 109°. La hibridación, en el caso del grupo hidroxilo, del oxígeno también es 𝑠𝑝 3 siendo su geometría angular con ángulos de 104,5° (agua). Paso 6. Estudio de la polaridad de la molécula y de los enlaces. Electronegatividad del N: 3,0 (átomo central) ; Electronegatividad del O: 3,5 ; Electronegatividad del H: 2,1 Como ambas geometrías no son regulares, debido a los ángulos de enlace, la molécula será polar, es decir, su momento dipolar total no es cero.
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Paso 1. Cálculo de los pares de electrones enlazantes y no enlazantes. Paso 2. Hallar el átomo central de la molécula. El átomo central en este caso es el carbono, C, el que tiene menor electronegatividad.
Configuración electrónica de la capa de valencia
Número de electrones de la capa de valencia
Número de electrones según la teoría del octeto
Pares enlazantes
Pares no enlazantes
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Paso 3. Obtener la representación de Lewis de la molécula. Esta estructura no tiene pares no enlazantes sobre el átomo central, lo que nos lleva a una estructura de Lewis regular, con enlaces iguales. Paso 4. Estudio de la geometría desde el punto de vista de la TRPECV. La estructura es tetraédrica con ángulos de 109°. El carbono promociona uno de los electrones del orbital 2𝑠 al 2𝑝 libre, formándose 4 orbitales híbridos 𝑠𝑝 3 .
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Paso 5. Estudio de la hibridación de orbitales atómicos. Hibridación del átomo de carbono: 𝑠𝑝 3 , en la que los cuatro orbitales híbridos se utilizan para unirse mediante enlace covalente a sendos átomos de cloro . La hibridación del átomo central será, por lo tanto, tetraédrica. El cloro dispone de un orbital 3𝑝 libre, produciéndose 4 enlaces sigma frontales entre carbono y cloro. 𝐂 2( 𝑠𝑝 3 ) 1 2( 𝑠𝑝 3 ) 1 2( 𝑠𝑝 3 ) 1 2( 𝑠𝑝 3 ) 1 𝐂𝐥 3 𝑝 𝑧 1 𝐂𝐥 3 𝑝 𝑧 1 𝐂𝐥 3 𝑝 𝑧 1 𝐂𝐥 3 𝑝 𝑧 1
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Estrategia de resolución de problemasU4. Enlace Químico
La molécula tendrá una geometría tetraédrica con el carbono en el centro y los cuatro átomos de cloro en los vértices. Esta estructura es análoga a la del metano. Paso 6. Estudio de la polaridad de la molécula y de los enlaces. Electronegatividad del C: 2,5 (átomo central) ; Electronegatividad del Cl: 3,0 Dada la elevada electronegatividad del cloro los enlaces será polares creando una carga positiva sobre el átomo de carbono y una negativa sobre el de cloro. Los enlaces son polares, pero la molécula es apolar, debido a que al sumar los 4 momentos dipolar, se anulan. Los vectores tendrán la dirección hacia el átomo de cloro que es más electronegativo que el carbono.
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Estrategia de resolución de problemasU4. Enlace Químico
Paso 1. Cálculo de los pares de electrones enlazantes y no enlazantes. Paso 2. Hallar el átomo central de la molécula. El átomo central en este caso es el carbono, C, el que tiene menor electronegatividad. El hidrógeno nunca podrá ser el átomo central.
Configuración electrónica de la capa de valencia
Número de electrones de la capa de valencia
Número de electrones según la teoría del octeto
Pares enlazantes
Pares no enlazantes
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Paso 3. Obtener la representación de Lewis de la molécula. Esta estructura no tiene pares no enlazantes sobre el átomo central, lo que nos lleva a una estructura de Lewis regular, en 4 direcciones. Paso 4. Estudio de la geometría desde el punto de vista de la TRPECV. La estructura es tetraédrica con ángulos de 109°. El carbono promociona uno de los electrones del orbital 2𝑠 al 2𝑝 libre, formándose 4 orbitales híbridos 𝑠𝑝 3 .
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Paso 5. Estudio de la hibridación de orbitales atómicos. Hibridación del átomo de carbono: 𝑠𝑝 3 , en la que los cuatro orbitales híbridos se utilizan para unirse mediante enlace covalente a sendos átomos de hidrógeno y cloro . La hibridación del átomo central será, por lo tanto, tetraédrica. Tanto el cloro como el hidrógeno producirán enlaces tipo sigma con los orbitales híbridos del carbono. 𝐂 2( 𝑠𝑝 3 ) 1 2( 𝑠𝑝 3 ) 1 2( 𝑠𝑝 3 ) 1 2( 𝑠𝑝 3 ) 1 𝐂𝐥 3 𝑝 𝑧 1 𝐇 1 𝑠 1 𝐇 1 𝑠 1 𝐇 1 𝑠 1
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La molécula tendrá una geometría tetraédrica con el carbono en el centro y los cuatro átomos en los vértices. Esta estructura es análoga a la del metano. Paso 6. Estudio de la polaridad de la molécula y de los enlaces. Electronegatividad del C: 2,5 (átomo central) ; Electronegatividad del Cl: 3,0; Electronegatividad del H: 2,1 Dada la elevada electronegatividad del cloro en enlace formado con el carbono será muy polar creando una carga positiva sobre el átomo de carbono y otra negativa sobre el cloro. Los enlaces con el hidrógeno también serán polares pero menos en el caso del carbono-cloro. Los vectores tendrán la dirección hacia el átomo de cloro que es más electronegativo que el carbono, y hacia el carbono en el caso de los enlaces carbono-hidrógeno, resultando una molécula polar con enlaces polares.
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Paso 1. Cálculo de los pares de electrones enlazantes y no enlazantes. El boro incumple la regla del octeto ya que completa su última capa con 6 electrones. Paso 2. Hallar el átomo central de la molécula. El átomo central en este caso es el boro, B, porque el hidrógeno no puede ser el átomo central.
Configuración electrónica de la capa de valencia
Número de electrones de la capa de valencia
Número de electrones según la teoría del octeto
Pares enlazantes
Pares no enlazantes
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Estrategia de resolución de problemasU4. Enlace Químico
Paso 3. Obtener la representación de Lewis de la molécula. Según predice la estructura de Lewis al existir 3 pares de electrones enlazantes se tiene una estructura triangular plana para situar los átomos de hidrógeno. Paso 4. Estudio de la geometría desde el punto de vista de la TRPECV. La molécula de borano, B H 3 , no tiene electrones libres alrededor del boro, lo que produce una estructura triangular plana con ángulos de enlace iguales. Paso 5. Estudio de la hibridación de orbitales atómicos. El boro al tener un electrón desapareado, sólo podría formar un enlace. Sin embargo, con un poco de energía adquiere la configuración 2 𝑠 1 2 𝑝 𝑥 1 2 𝑝 𝑦 1 , que permite formar tres enlace covalentes al tener tres electrones desapareados. Se producen tres orbitales híbridos 𝑠𝑝 2 , en tres direcciones del espacio, lo que da lugar a una molécula con geometría trigonal plana.
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Paso 1. Cálculo de los pares de electrones enlazantes y no enlazantes.
Este es un caso de la excepciones a la regla del octeto por exceso. Cuando los átomos se enlazan conelementos no metálicos del tercer periodo (capa de valencia n=3), como el fósforo o el azufre, puede suceder que serodeen de  más de ocho electrones.
Esto es debido al hecho de que se hallan disponibles (energéticamente accesibles) los orbitales 3d de estosátomos, y por ello pueden albergar más de 8 electrones en su capa de valencia. Así, el fósforo, puede forma hasta 5enlaces covalentes, como en este caso.El cálculo de los pares enlazantes y no enlazantes deben hallarse a medidaque se dibuja la estructura de Lewis de la molécula.
Configuración electrónica de la capa de valencia
Número de electrones de la capa de valencia
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Paso 2. Hallar el átomo central de la molécula. El átomo central en este caso es el fósforo, P, el menos electronegativo. Paso 3. Obtener la representación de Lewis de la molécula. Para dibujar la estructura de Lewis no podremos utilizar el sistema de costumbre de hallar los pares enlazantes y no enlazantes y, a partir de ahí, dibujarla, ya que el número de electrones según la regla del octeto, para el fósforo, no van a ser 8, sino 10 electrones. La solución es ir colocando los enlaces y los electrones no enlazantes haciendo que el átomo de flúor se rodee de 8 electrones en todo caso. Disponemos de 40 electrones de enlace. Situamos al fósforo como átomo central y colocamos a su alrededor los 5 átomos de flúor. Cada flúor debe estar rodeado de 8 electrones. Como dispone de 7 en su capa de valencia, tomará uno del fósforo y así hasta completar 5 enlaces, resultando el fósforo rodeado de 10 electrones.
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Paso 4. Estudio de la geometría desde el punto de vista de la TRPECV. La molécula de PF 5 no tiene electrones libres alrededor del fósforo, lo que produce una estructura regular. Si no hay pares de electrones solitarios la geometría electrónica coincide con la geometría molecular. Por los motivos aludidos, pasemos a estudiar directamente la geometría molecular a través de la hibridación de los orbitales.
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Paso 5. Estudio de la hibridación de orbitales atómicos. La configuración electrónica del fósforo es: 3 𝑠 2 3 𝑝 𝑥 1 3 𝑝 𝑦 1 3 𝑝 𝑧 1 3 𝑑 0 promoviendo un electrón se ocupa el orbital 𝑑: 3 𝑠 1 3 𝑝 𝑥 1 3 𝑝 𝑦 1 3 𝑝 𝑧 1 3 𝑑 1 . Para formar 5 enlaces iguales, se produce la hibridación, obteniéndose 5 orbitales híbridos 𝑠𝑝 3 𝑑, que estarán orientados hacia los vértices de una bipirámide trigonal, es decir, dos pirámides de base trigonal trigonales unidas por la base. Se formarán 5 enlaces sigma: σ(𝑠 𝑝 3 𝑑 ) P 1 −(2 𝑝 1 ) F .
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F 2 𝑠 2 2 𝑝 4 2𝑝 𝑧 1 F 2 𝑠 2 2 𝑝 4 2𝑝 𝑧 1 F 2 𝑠 2 2 𝑝 4 2𝑝 𝑧 1 F 2 𝑠 2 2 𝑝 4 2𝑝 𝑧 1 F 2 𝑠 2 2 𝑝 4 2𝑝 𝑧 1 P (𝑠𝑝 3 𝑑 ) 1 (𝑠𝑝 3 𝑑 ) 1 (𝑠𝑝 3 𝑑 ) 1 (𝑠𝑝 3 𝑑 ) 1 (𝑠𝑝 3 𝑑 ) 1 Paso 6. Estudio de la polaridad de la molécula y de los enlaces. Electronegatividad del P: 2,19 (átomo central) ; Electronegatividad del F : 3,98 La electronegatividad del flúor es mayor que la del fósforo. Se generará un dipolo negativo en el átomo de flúor y uno positivo en el fósforo. Los vectores debidos a ese momento dipolar del enlace se dirigirán al flúor. Como la geometría molecular es regular las suma de los momentos dipolares será nula.
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Paso 1. Cálculo de los pares de electrones enlazantes y no enlazantes. Paso 2. Hallar el átomo central de la molécula. El átomo central en este caso es el oxígeno, O, de menor electronegatividad.
Configuración electrónica de la capa de valencia
Número de electrones de la capa de valencia
Número de electrones según la teoría del octeto
Pares enlazantes
Pares no enlazantes
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Paso 3. Obtener la representación de Lewis de la molécula.
Según predice la estructura de Lewis al existir 2 pares de electrones enlazantes se tiene unaestructura lineal para situar los átomos de flúor. No se tienen en cuenta los electrones libres en este caso.
Paso 4. Estudio de la geometría desde el punto de vista de la TRPECV.
La molécula de difluoruro de oxígeno, con dos pares de electrones libres alrededor del átomo central,tiene una estructura lineal se convierte en angular.
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Paso 5. Estudio de la hibridación de orbitales atómicos. La diferencia de electronegatividades entre el flúor y el oxígeno es pequeña, se tratará de un enlace fuertemente covalente (recordemos que según la fórmula empírica determinada por Linus Pauling, un enlace tendrá más de un 50% de carácter covalente cuando su diferencia de electronegatividades sea menor de 1,7). Como el oxígeno es el átomo central y tiene en torno a él 4 pares electrónicos (2 enlazantes y 2 no enlazantes), estos pares de distribuirán de forma tetraédrica (hibridación 𝑠𝑝 3 ). Si lo comparamos con el agua, la diferente polarización de los enlaces O−H frente a los O−F hace que los pares enlazantes estén más lejos del átomo central en el O F 2 , lo que disminuye las repulsiones y permite un ángulo de enlace más cerrado, 103°.
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