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Transcripción del video

dibujemos la estructura de puntos de lewis para el tri fluoruro de boro usando la teoría de sfr por sus siglas en inglés también conocida como trpv1 erp esp es la teoría de repulsión de pares de electrones de valencia y dice que como los electrones de valencia se repelen provocan que la molécula adopte una cierta geometría entonces primero dibujemos la estructura de puntos para el tri fluoruro de boro el boro se encuentra en el grupo 3 de la tabla periódica tiene 3 electrones de valencia y como el flúor se encuentra en el grupo 7 tiene 7 electrones de valencia pero como tenemos tres átomos de flúor 7 por 3 es igual a 21 y 21 más 3 nos da 24 electrones de valencia en total que colocaremos nuestra estructura ahora como el boro es menos electro negativo que el flúor lo ponemos en el centro rodeado de los tres átomos de flúor hasta ahora hemos colocado 6 electrones de valencia aquí tenemos 2 4 y 6 entonces 24 menos 6 nos falta colocar 18 electrones de valencia y los podemos poner en nuestros átomos terminales que en este caso son los átomos de flúor como cada flor ya tiene 2 electrones a su alrededor podemos agregar 6 electrones más para completar su octeto así que ponemos 6 electrones de valencia en cada uno de los tres átomos de flúor 6 por 3 es igual a 18 así que ya colocamos todos los electrones de valencia ahora observen que el boro no cumple con la regla del octeto sin embargo no hay problema podemos explicarlo con la carga formal recuerden que cada enlace covalente consiste en los electrones y para asignar la carga formal necesitamos el número de electrones de valencia del átomo libre que en el caso del boro es 3 y a este número le restamos el número de electrones que rodean al átomo en la molécula observen que en estos enlaces uno de los electrones está más cerca del flúor y el otro está más cerca del borde así que el boro está rodeado por tres electrones de valencia entonces 3 menos 3 es igual a 0 recuerden nuestro objetivo al dibujar estructuras de puntos de louis es minimizar la carga formal y esta es una estructura aceptable aún cuando el boro no cumple con la regla del octeto aunque podría estar rodeado por 8 electrones si algunos de estos pares de electrones libres del flúor se compartieran con el boro lo que le daría al boro una carga formal y contribuiría a la estructura general de la molécula en nuestro caso sólo nos interesa tener una estructura aceptable como esta la red dibujaré un poco diferente pongamos todos los pares de electrones libres entonces el segundo paso es contar el número de nubes electrónicas que rodean al átomo central recuerden que las nubes electrónicas o nubes de electrones son regiones de densidad electrónica que pueden ser tanto enlaces como pares de electrones libres entonces aquí tenemos una nube electrónica aquí tenemos otra y por acá tenemos otra así que tenemos tres nubes electrónicas alrededor del átomo central que se repelen entre sí y eso nos permite predecir la geometría quieren estar lo más lejos posible y en este caso eso ocurre cuando todas las nubes electrónicas se encuentran en el mismo plano imaginen que esta es una hoja de papel nuestro plan y tenemos al boro en el centro rodeado de sus tres nubes de electrones que se encuentran lo más lejos posible entre ellas a esta geometría se le conoce como trigon al plan esta es la geometría tribunal plana de las nubes electrónicas que rodean al átomo central y como no tenemos ningún parte electrones libres en el átomo central la geometría de la molécula también es tribunal plan ahora respecto al ángulo de enlace en esta geometría vamos a pensar en un círculo como los electrones se repelen de la misma forma podemos dividir nuestro círculo en tres ángulos equivalentes es decir 360 entre 3 es igual a 120 así que todos los ángulos entre enlaces en esta molécula son de 120 grados entonces tenemos una molécula con geometría trigo na y un ángulo de enlace de 120 grados hagamos otro ejemplo ahora tenemos dióxido de azufre contemos los electrones de valencia el azufre se encuentra en el grupo 6 así que tiene 6 electrones de valencia y el oxígeno también se encuentra en el grupo 6 pero como tenemos 26 por 2 es igual a 12 más 6 tenemos 18 electrones de valencia en total entonces como el azufre es menos electro negativo que el oxígeno lo ponemos al centro rodeado de 2 oxígenos y ya colocamos 4 electrones de valencia aquí tenemos 2 y 2 entonces 18 menos 4 nos faltan 14 electrones por colocar y podemos empezar en los átomos terminales los oxígenos que para completar su octeto solo necesitan los electrones más así que le agregamos 6 electrones a cada oxígeno 6 por 2 hemos colocado 12 electrones de valencia entonces 14 menos 12 aún nos faltan 2 electrones de valencia y recordemos que si aún nos quedan electrones los podemos poner en el átomo central así que tenemos un par de electrones libres en el azufre observen que el azufre no ha completado su octeto y al calcular su carga formal encontrarán que aún no se ha minimizado así que necesitamos compartir algunos electrones podemos tomar algún par de electrones libres por ejemplo este par de electrones y moverlos hacia acá para formar un doble enlace entre el azufre y el oxígeno entonces nos queda un doble enlace entre el azul y uno de los oxígenos que termina con dos pares de electrones libres mientras que el oxígeno de la izquierda permanece igual con sus tres pares de electrones libres y no olvidemos el par de electrones libres en el azufre si asignamos cargas formales vamos a ver sabemos que cada enlace tiene dos electrones y vamos primero con el oxígeno de la izquierda el oxígeno libre tiene seis electrones de valencia y en nuestra estructura uno de los electrones en azul está más cerca del oxígeno así que el oxígeno está rodeado de siete electrones entonces 6 menos 7 tenemos una carga formal de menos 1 ahora vamos con el azufre observen que el azufre está rodeado por 5 electrones de valencia como en el azufre hay 66 -5 tenemos una carga formal más 1 tenemos una carga formal de más 1 en el azufre y de menos 1 en este oxígeno así que aún cuando no tenemos una carga formal igual a 0 las cargas se neutraliza otra forma podría ser que en lugar de tomar un par de electrones libres de este oxígeno tomemos un par de este otro eso nos daría otra estructura de resonancia pero vamos a quedarnos con esta estructura déjenme redibujar la vamos a enfocarnos en la geometría ya tenemos nuestra estructura de puntos de louis regresemos a nuestros pasos ahora necesitamos contar el número de nubes electrónicas que rodean al átomo central hay que identificar las regiones en donde hay densidad electrónica ya sea enlaces o pares de electrones libres entonces alrededor de nuestro átomo central el azufre aquí tenemos una nube electrónica del lado derecho tenemos un doble enlace pero lo podemos considerar como una nube electrónica es una región de densidad electrónica y finalmente tenemos este par de electrones libres que también es una nube electrónica así que tenemos tres nubes electrónicas y como vimos en el ejemplo anterior tres nubes electrónicas adoptan una geometría trigo na trataré de dibujar se ve algo así y pondré este orbital entonces la geometría de las nubes electrónicas es trigon al plan y esperaríamos que los ángulos de enlace sean de aproximadamente 120 grados pero regresemos a nuestros pasos para predecir la geometría de la molécula ya hicimos el paso 3 predecimos la geometría de las nubes electrónicas alrededor del átomo central y ahora vamos con el paso 4 tenemos que ignorar cualquier par de electrones libres alrededor del átomo central para predecir la geometría de la molécula entonces debemos ignorar el par de electrones libres en el azufre este par de electrones para predecir la geometría de la molécula así que aún cuando la geometría de las nubes electrónicas es tribunal plana la geometría de la molécula es diferente de una forma como ésta corresponde a la geometría angular esta es una geometría angular estos fueron dos ejemplos de moléculas con tres nubes electrónicas y recuerden que hay que ignorar los pares de electrones libres alrededor del átomo central para predecir la geometría final de la molécula