Enlaces químicos ll Flashcards
Resonancia
Capacidad de uan molecula de presentar varias estructuras de Lewis estables, por medio de la rotacion de sus electrones
Se representa por medio de corchetes
Energia de enlace
Es la cantidad de energia que se necesita para romper un enlace
T > D > S
Longitud de enlace
Distancia de un nucleo a otro nucleo de atomos adyacentes (que tan largos son los enlaces)
S > D > T
Geometria Molecular
La forma que toman las moleculas para que la repulsion de los electrones sea minima
Tres casos:
1. Pares libres con Pares libres ( mas fuertes)
2. Pares libres con pares compartidos
3. Pares compartidos con pares compartidos (mas debiles)
Teoria de repulsion de pares de e- de la capa de valencia
R.P.E.C.V
ABxEy
A = Cantidad de atomos centrales (siempre 1)
B = Cantidad de atomos unidos al Ac
E = Cantidad de pares libres en el Ac
Teoria de Enlaces Covalentes
Explica la union de dos o mas orbitales entre si y la formacion de orbitales moleculares u orbitales hibridos
Teoria de los enlaces de valencia
(T.E.V)
Explica la formacion de orbitales hibridos
Orbitales Hibridos
(T.E.V)
SP
SP2
SP3
SP3D
SP3D2
Teoria de los orbitales moleculares
(T.O.M)
Formacion de orbitales moleculares, orden de enlace, medida de estabilidad de los enlaces
a mayor orden de enlace
mas estabilidad, menos longitud
Orbitales enlazantes
Son:
Mas estables
Tienen menos energias
Orbitales antienlaznates
*
Son:
Menos estables
Tienen mas energia
Oe =
Orden de Enlace
1/2 (e- en orbitales enlazantes - e- en orbitales antienlazantes)
Configuracion Molecular para moleculas homonucleares
H2 hasta N2
σ1s < σ1s* < σ2s < σ2s* < π2Py = π2Pz < δ2Px < π2Py* = π2Pz* < δ2Px*
Configuracion Molecular para moleculas homonucleares
O2 hasta Ne2
σ1s < σ1s* < σ2s < σ2s* < δ2Px < π2Py = π2Pz < π2Py* = π2Pz* < δ2Px*
