TEMA 5 parte2

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MOLÉCULAS DIATÓMICAS
MOLÉCULAS DIATÓMICAS
Homonucleares: H2, N2, O2, etc. 
Heteronucleares: HF, HCl, NaCl, etc.
Cl
H
F
H
Ocurre mediante la transferencia completa de electrones de un átomo al otro formando iones.
Se produce entre átomos con diferencia de electronegatividad (X) en valor absoluto igual o mayor o igual a 2.
 
Cuando se forma una unión iónica, uno de los átomos pierde electrones y el otro los gana, hasta que ambos alcanzan la configuración electrónica de un gas noble. 
 
 Por ejemplo entre que tiene electronegatividad X = 4.0 y de electronegatividad X = 0,82
 
 ∆X = |4.0 – 0.82| = 3,18
 
 A cierta distancia de interacción: y se forman los iones y 
 
 Que se aproximan por fuerzas de atracción coulómbicas formando la molécula par-iónica
 
MOLÉCULAS DIATÓMICAS - ENLACE IÓNICO 
F
K
K
F
e
-
K
+
F
-
K
+
F
-
∆X = |XA-XB| ≥ 2
MOLÉCULAS DIATÓMICAS - ENLACE COVALENTE
Se produce por la coparticipación de electrones de valencia entre átomos iguales o diferentes:
 Para moléculas Diatómicas Homonucleares: |∆X| = 0 µ = 0 Ejemplo: H(g) + H(g) H (g)
 Para moléculas Diatómicas Heteronucleares: 0 < |∆X| < 2 µ > 0 Ejemplo: H(g) + Cl(g) H Cl (g)
La coparticipación de electrones de valencia para formar un enlace covalente, permite que cada elemento adquiera la configuración electrónica del gas noble más próximo y se representa mediante las llamadas Estructuras Electrónicas de Lewis o regla del octeto.
2
d+
d-
Teoría de Lewis 
1.	Los electrones de valencia juegan un papel fundamental en el enlace químico.
2.	La transferencia de electrones de un átomo a otro, forma iones positivos y negativos que se atraen entre sí mediante fuerzas electrostáticas dando lugar a los enlaces iónicos.
3. Cuando se comparten pares de electrones entre los átomos se origina el enlace covalente.
4. Los electrones se transfieren o comparten de manera que los átomos adquieren una configuración electrónica de gas noble (con ocho electrones externos que se denomina octeto).
ESTRUCTURAS ELECTRÓNICAS DE LEWIS
Reglas para representar la Estructura de Lewis
1.- A partir de la nomenclatura de una molécula o ion, escribir la fórmula química y determinar el número total de electrones de valencia a distribuir entre los átomos
 Molécula: se suman los electrones de valencia de todos los átomos que la forman
 Ion negativo: a la suma de los electrones de valencia de todos los átomos, se le suma la carga del ion
 Ion positivo: a la suma de los electrones de valencia de todos los átomos, se le resta la carga del ion
Ejemplos:
	H= 1 e- de valencia
Cl= 7 e- de valencia
 
 
 	 
H= 1 e- de valencia
C= 4 e- de valencia
N= 5 e- de valencia
 
 
 
	C= 4 e- de valencia
O= 6 e- de valencia x 2
 
 
 	 S= 6 e- de valencia
O= 6 e- de valencia x 4
 + 2 cargas negativas
 
				
HCl
HCN
CO 
2
SO
4
2-
Total 8 e
-
Total 10 e
-
Total 16 e
-
Total 32 e
-
cloruro de hidrógeno 
cianuro de hidrógeno 
Anhídrido carbónico 
ion sulfato 
ESTRUCTURAS ELECTRÓNICAS DE LEWIS
2.- Distribución de los átomos: en moléculas poliatómicas, se ubica como átomo central el menos electronegativo (excepto H y halógenos que nunca son átomos centrales), y los átomos restantes se distribuyen simétricamente alrededor del átomo central.
H Cl
 H C N
O C O
O S O
O
O
3.- Distribución del total de electrones de valencia de a pares: se ubica un par de electrones entre átomos y luego comenzando por el más electronegativo, se rodea cada átomo no central con pares de electrones, hasta completar el octeto (dos para H). Si aún sobran electrones, se ubican de a pares sobre el átomo central
H Cl
..
..
..
..
..
..
..
..
..
..
..
..
O C O
..
..
..
..
..
..
..
..
..
..
..
..
..
..
..
..
O S O
O
O
2-
H C N
..
..
..
..
..
Total 8 e
-
Total 10 e
-
Total 16 e
-
Total 32 e
-
H C N
..
..
..
..
..
H C N
..
..
..
..
..
O C O
..
..
..
..
..
..
..
..
O C O
..
..
..
..
..
..
2-
O S O
O
O
..
..
..
..
..
..
..
..
..
..
..
..
..
..
..
..
4.- Atomos con 8 electrones de valencia: se desplazan pares de electrones hacia los enlaces con el átomo central 
 hasta que todos los átomos tengan 8 electrones (2 para H)
 
H Cl
..
..
..
..
H Cl
|
..
..
..
H C N
..
|
|
|
|
O C O
..
..
|
|
|
|
2-
O S O
O
O
..
..
..
..
..
..
..
..
..
..
..
..
|
|
|
|
H Cl
|
H C N
|
|
|
|
2-
O S O
O
O
|
|
O C O
|
|
|
|
Enlace covalente simple
Enlace covalente triple
Enlace covalente doble
Reemplazando cada par de electrones de los enlaces por una línea horizontal:
ESTRUCTURAS ELECTRÓNICAS DE LEWIS
Omitiendo los pares de electrones no enlazados:
..
..
..
..
ESTRUCTURAS ELECTRÓNICAS DE LEWIS
TEORÍAS SOBRE LA FORMACIÓN DEL ENLACE COVALENTE
TEORÍA DEL ENLACE VALENCIA (TEV): Heitler y London (1927)
TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR (TOM): Millikan y Hund (1930)
Friedrich Hund
(1896 – 1997)
(1868 – 1953)
Robert Millikan
Walter Heitler
(1904 – 1981)
Fritz London
(1900 – 1954) 
TEORÍAS SOBRE LA FORMACIÓN DEL ENLACE COVALENTE
TEORÍA DEL ENLACE VALENCIA (TEV)
 Postulados
 1.- Los átomos concurren completos para formar el enlace
 2.- Solamente los orbitales y electrones de valencia participan en el enlace
 3.- Los enlaces se forman por superposición de orbitales atómicos (OA) que poseen un electrón 
 desapareado
 4.- La superposición de OA es máxima para lograr un enlace más fuerte y en cada enlace hay 2 
 electrones con espines opuestos
TEORÍAS SOBRE LA FORMACIÓN DEL ENLACE COVALENTE
TEORÍA DEL ENLACE VALENCIA (TEV)
Tipos de Enlaces según TEV
Enlaces σ 
Enlaces π
Superposición de 2 OA s: σs–s
Superposición de 1 OA s y 1 OA p: σs–p
Superposición de 2 OA p cabeza a cabeza: σp–p
 Superposición lateral de 2 OA p 
Enlaces σ
 
Enlace σs–s
 
OA s
OA s
+
A
B
Superposición de OA
Enlace σs–s
 
AB
.
.
.
.
.
.
Enlace σs–p
A
B
OA s
OA p
Superposición de OA
Enlace σs–p 
AB
+
.
.
.
.
.
.
Enlace σp–p (c-c)
A
B
OA p
OA p
Superposición de OA
Enlace σp–p (c-c) 
AB
+
.
.
.
.
.
.
Los enlaces σ no poseen plano nodal que pasa por los núcleos
Enlace π 
Enlace π 
A
B
OA p
OA p
Superposición lateral de 2 OA p
Enlace π 
AB
+
 . .
 . 
 . 
 . 
 . 
Los enlaces π poseen 1 plano nodal que pasa por los núcleos
Lo enlaces σ son mas fuertes que los enlaces π debido a una mayor superposición de OA
ESTUDIO DE MOLÉCULAS DIATÓMICAS USANDO LA TEV
Los enlaces covalente entre dos átomos, pueden ser: simple, doble o triple
Los enlaces simples son siempre σ A B 
Los enlaces dobles son siempre, uno de ellos σ y el otro π A B 
Los enlaces triples son siempre, uno de ellos σ y los dos restantes son π A B
σ
π
π
σ
π
σ
 
Según la TEV cada molécula diatómica tiene un Orden de Enlace (OE) que es igual al número de enlaces que posee la misma
El OE permite evaluar en términos relativos ciertas propiedades de las moléculas
 
A mayor número de enlaces, mayor OE, y :
 Mayor Fuerza y Energía del enlace
 Mayor Energía de Disociación
 Menor Longitud deEnlace
 Mayor Estabilidad Química
ESTUDIO DE MOLÉCULAS DIATÓMICAS USANDO LA TEV
ORDEN DE ENLACE (OE)
O O
ESTUDIO DE ALGUNAS MOLÉCULAS HOMONUCLEARES DE UN MISMO PERIODO (TEV)
1.- Molécula de F F: Z=9 Config. Electrónica: [He]2 2s2 2px2 2py2 2pz1 
2
2p
z
2p
z
+
.
.
F F
σp-p
2.- Molécula de O O: Z=8 Config. Electrónica: [He]2 2s2 2px2 2py1 2pz1 
σp-p
2
2p
z
2p
z
+
.
2p
y
2p
y
π
.
ESTUDIO DE ALGUNAS MOLÉCULAS HOMONUCLEARES DE UN MISMO PERIODO (TEV)
	Molécula 
 	 F2 ( )	 O2 	 N2
	LE (Å) 	1,44	1,21	1,10
	 D (kcal/mol) 	38	117	226
N N
σp-p
3.- Molécula de N N: Z=7 Config. Electrónica: [He]2 2s2 2px1 2py1 2pz1 
2
2p
z
2p
z
+
.
.
2p
y
2p
y
π
π
2p
x
2p
x
Esta teoría permite predecir con buena aproximación los valores experimentales de LE y D de moléculas diatómicas. Sin embargo falla en la predicción  de las propiedades magnéticas  
F F
(O O)
(N N)
 OE 
TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR (TOM)
Postulados
1.- Los centros atómicos (núcleo y electrones internos) de cada átomo se conducen hasta ocupar la posición 
 que tendrán en la molécula, generando un campo Ep en el que se mueven los electrones de valencia
2.- La combinación matemática lineal (suma y resta) de las funciones de los orbitales atómicos de valencia 
 (OA) del mismo tipo dará origen a orbitales moleculares (OM) policéntricos enlazantes y antienlazantes, 
 los que pertenecen a todos los centros atómicos de la molécula. Proceso que se identifica con la sigla 
 CLOA-OM
 
 
 Para una molécula diatómica AB: 
TEORÍAS SOBRE LA FORMACIÓN DEL ENLACE COVALENTE
TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR (TOM)
Postulados
4.- Cada OM tiene una determinada energía. Los OM que tienen la misma energía son degenerados
5.- Los OM se clasifican en:
 
 Enlazantes: tienen menor energía que los OA de los que provienen, favoreciendo el enlace
 
 Antienlazantes: tienen mayor energía que los OA de los que provienen, desfavoreciendo el enlace
  No Enlazantes: son los OA del corazón, que no participan del enlace y que al formarse las moléculas 
 pasan a ser OM. No se incluyen en el diagrama de energía de los OM, pero sí en la 
 configuración electrónica de la molécula cómo capas completas: K, L, M, N, etc.
3.- Se forman tantos OM como OA se combinan
6.- Del ordenamiento de menor a mayor energía de los OM (Enlazantes y Antienlazantes) surge el 
 Diagrama de Energía de los OM
7.- Los electrones de valencia de los átomos se distribuyen en el diagrama de energía de los OM 
 aplicando el Principio de Exclusión de Pauli y la Regla de Hund 
TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR (TOM)
Postulados
TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR
1.- Combinación Lineal de Orbitales Atómicos s (CLOA-s): y 
σs
σs
*
TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR
2.- Combinación Lineal de Orbitales Atómicos p cabeza a cabeza (CLOA-p ): y 
Z 
σz
*
σz
TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR
3.- Combinación Lineal de Orbitales Atómicos p lateral (CLOA-p ) y (CLOA-p ): , , y 
x 
y 
πx 
*
πx 
πy 
πy 
*
p
y
p
y
TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR
 OM (CLOA-OM)
 σ 
σs
σs
*
σz
*
σz
(enlazante)
(enlazante)
(antienlazante)
(antienlazante)
 π 
πx 
πx 
*
πy 
πy 
*
(enlazante)
(enlazante)
(antienlazante)
(antienlazante)
TIPOS DE ORBITALES MOLECULARES - RESUMEN
TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR
p
y
p
y
DIAGRAMA GENERAL DE ENERGIA DE LOS OM PARA MOLECULAS DIATOMICAS 
TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR
Para cada molécula, se va completando el diagrama de energía con la suma de los electrones de valencia de los dos átomos que la forman, siguiendo el Principio de Exclusión de Pauli y la Regla de Hund. 
Luego es posible: escribir la configuración electrónica de la molécula, predecir sus propiedades magnéticas y calcular un orden de enlace (OE)
Pasos para escribir la configuración electrónica de la molécula
1.- Representar los OM No Enlazantes: a partir del corazón (orbitales y electrones internos) de la configuración 
 electrónica de los átomos que forman la molécula, como capa completa para cada átomo
 1s = [He] = K
 
 1s 2s 2p = [Ne] = KL
 1s 2s 2p 3s 3p = [Ar] = KLM
2.- A continuación se escriben los OM Enlazantes y Antienlazantes siguiendo el orden del diagrama de energía 
 para cada molécula, indicando el número de electrones de cada OM con un supraíndice
2
2
2
2
2
2
6
6
6
2
10
18
TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR
Propiedades Magnéticas de la molécula
La TOM permite predecir las propiedades magnéticas a partir del diagrama de energía de cada molécula diatómica 
 
 Paramagnética (atraída por un imán): cuando hay uno o más OM con electrones desapareados
 Diamagnética (repelida por un imán): cuando todos los OM están apareados
 
Orden de Enlace (OE) de la molecula
Se calcula a partir del diagrama de energía de la molécula, usando la siguiente ecuación:
Mayor Fuerza y Energía del enlace
Mayor Energía de Disociación
Menor Longitud de Enlace
Mayor Estabilidad Química
A mayor OE
(si el OE=0, la molécula no existe) 
TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR
Aplicación de la TOM a moléculas homonucleares del periodo 1 ( H , He2 )
 2
1.- Molécula de H Configuración electrónica del átomo de H (Z=1): 1s1 
1 electrón de valencia para cada átomo de H
Total de electrones a distribuir en el diagrama de energía: 2
(aplicando el Principio de Exclusión de Pauli y la Regla de Hund)
Configuración electrónica de la molécula: s2 
 
 = 1
De acuerdo a la TOM esta molécula puede existir, pero es relativamente inestable
(coincidente con los datos experimentales)
 
2
Propiedades Magnéticas: Diamagnética 
TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR
Aplicación de la TOM a moléculas homonucleares del periodo 1 ( H , He2)
2
1.- Molécula de He Configuración electrónica del átomo de He (Z=2): 1s2 
2 electrones de valencia para cada átomo de He
Total de electrones a distribuir en el diagrama de energía: 4
(aplicando el Principio de Exclusión de Pauli y la Regla de Hund)
Configuración electrónica de la molécula: s2 s*2 
 = 0
De acuerdo a la TOM esta molécula no puede existir (coincidente con los datos experimentales)
2 
Propiedades Magnéticas: Diamagnética 
TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR
Total de electrones a distribuir en el diagrama de energía: 10
(aplicando el Principio de Exclusión de Pauli y la Regla de Hund)
Configuración electrónica de la molécula: KK s2 s*2 x2 y2 z2 
 
Propiedades Magnéticas: Diamagnética
 = 3
De acuerdo a la TOM la molécula de nitrógeno existe y es químicamente muy estable
(coincidente con los datos experimentales)
2
2
Aplicación de la TOM a moléculas homonucleares del periodo 2: N , O 
 N Configuración electrónica del átomo de N (Z=7): [He]2 2s2 2px1 2py1 2pz1
5 electrones de valencia para cada átomo de N
2
p
y
p
y
Configuración electrónica del átomo de O (Z=8): [He]2 2s2 2px2 2py1 2pz1
6 electrones de valencia para cada átomo de O
Total de electrones a distribuir en el diagrama de energía: 12
(aplicando el Principio de Exclusión de Pauli y la Regla de Hund)
Configuración electrónica: KK s2 s*2 x2 y2 z2 x*1 y*1
 
Propiedades Magnéticas: Paramagnética 
 = 2
De acuerdo a la TOM la molécula de oxígeno existe y en términos relativos, es químicamente estable
(coincidente con los datos experimentales)
TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR
2
2
Aplicación de la TOM a moléculas homonucleares del periodo 2: N , OO
2
TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR
Comparación con los resultados experimentales
	Molécula	OE	D (kcal/mol)	 
LE (Å)	Estabilidad
Química	Propiedad Magnética
	 N2	3	226	1,10	Muy Estable	D
	O2	2	117	1,21	Estable
 	P
2
2
Aplicación de la TOM a moléculas homonucleares del periodo 2: N , O 
TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR
Total de electrones a distribuir en el diagrama de energía: 10
(aplicando el Principio de Exclusión de Pauli y la Regla de Hund)
Configuración electrónica de la molécula: KK s2 s*2 x2 y2 z2 
 
Propiedades Magnéticas: Diamagnética
 = 3
De acuerdo a la TOM la molécula de CO
existe y es químicamente muy estable.
(coincidente con los datos experimentales)
Aplicación de la TOM a moléculas heteronucleares del periodo 2: CO , NO 
 CE: O (Z=8): [He]2 2s2 2px2 2py1 2pz1
6 electrones de valencia para cada átomo de O
 CO Configuración electrónica de C (Z=6): [He]2 2s2 2px1 2py1 
4 electrones de valencia para cada átomo de C
p
y
TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR
Total de electrones a distribuir en el diagrama de energía: 11
(aplicando el Principio de Exclusión de Pauli y la Regla de Hund)
Propiedades Magnéticas: Paramagnética
 = 2,5
De acuerdo a la TOM la molécula de NO
existe y es químicamente muy estable.
(coincidente con los datos experimentales)
Aplicación de la TOM a moléculas heteronucleares del periodo 2: CO , NO 
 CE de O (Z=8): [He]2 2s2 2px2 2py1 2pz1
6 electrones de valencia para cada átomo de O
 NO Configuración electrónica del átomo de N (Z=7): [He]2 2s2 2px1 2py1 2pz1
5 electrones de valencia para cada átomo de N
Configuración electrónica de la molécula: KK s2 s*2 x2 y2 z2 x*1 
 
p
y
TEORÍA DEL ORBITAL MOLECULAR
Comparación con los resultados experimentales
	Molécula	OE	D (kcal/mol)	 
LE (Å)	Estabilidad
Química
	Propiedad Magnética
	CO 	3	26,44	1,12	 Muy 
 Estable
	D
	NO	2,5	21,53	1,15	 Estable
	P
Aplicación de la TOM a moléculas heteronucleares del periodo 2: CO , NO 
Para ampliar…
MOLÉCULAS DIATÓMICAS
PROPIEDADES ELÉCTRICAS (DIPOLO y MOMENTO DIPOLAR (μ))
Dipolo: sistema de dos densidades de carga eléctrica de igual magnitud y de distinto signo (+ y -), 
 separadas por una distancia d
Momento dipolar (μ): dado un dipolo, se define el momento dipolar como el producto de la magnitud de 
 cualquiera de las densidades de cargas eléctricas por la distancia que las separa 
–
+
d
 = d
 = momento dipolar [=] ues.cm (en Debye: 1D = 10 -18 ues.cm)
 = valor absoluto de la densidad de carga eléctrica [=] ues
d = distancia entre los centros de densidades de cargas eléctricas [=] cm
POLARIDAD DEL ENLACE EN MOLÉCULAS DIATÓMICAS
 = d
Homonucleares ( = 0): formadas por 2 átomos iguales (igual electronegatividad) = 0 y  = 0
Heteronucleares (  0): formadas por 2 átomos diferentes (diferente electronegatividad). La nube electrónica 
 se desplaza hacia el átomo más electronegativo, generando un dipolo permanente
Representación
General 
Ejemplo::
A
B
m
 >
0
d
-
d
+
H F
m
 >
0
 
d
-
d
+
H
F
m
 >
0
MOLÉCULAS DIATÓMICAS
DETERMINACIÓN DEL CARÁCTER IÓNICO PARCIAL DE UN ENLACE COVALENTE SIMPLE 
H Cl
m
 >
0
Ejemplo: cloruro de hidrógeno
 = d
=  / d
 
d
-
d
+
H
Cl
m
 >
0
Datos experimentales:  = 1,07 D = 1,07x10-18 ues.cm
 d = 1,27 A° = 1,27 x 10-8 cm 
=  / d = 
= 0,84x10-10 ues
|| =  / d = 
 Carga de 1 electrón: 4,8x10-10 ues 100 % de carácter iónico
 =0,84x10-10 ues X % carácter iónico = 17% carácter iónico
 83% carácter covalente
A mayor  , mayor % de carácter iónico, mayor fortaleza del enlace, mayor D y menor LE
MOLÉCULAS DIATÓMICAS
d = 1,27 A° = 1,27 x 10-8 cm
=  / d = 
=  / d = 
TEORÍA DE LA RESONANCIA EN
MOLÉCULAS DIATÓMICAS HETERONUCLEARES – HÍBRIDO DE RESONANCIA
A B
Estructura 100% covalente
 (teórica)
A B
+
_
Estructura 100% iónica
 (teórica)
A
B
d
-
d
+
Contribución iónica
Contribución covalente
Estructura del Híbrido de Resonancia
Híbrido de Resonancia: estructura que se representa por una función de onda y que surge de la 
 combinación matemática de las funciones de ondas de las estructuras 
 teóricas contribuyentes (iónicas y covalentes)
MOLÉCULAS DIATÓMICAS
Resonancia
El híbrido de resonancia es la verdadera estructura, de menor energía y por lo tanto la más estable.
La energía de resonancia es la diferencia de energía entre la estructura contribuyente de menor energía y el híbrido de resonancia. Indica cuánto más estable es el híbrido de resonancia con respecto a la estructura contribuyente de menor energía.
=  / d = 
=  / d = 
ENERGÍA DE RESONANCIA EN MOLÉCULAS DIATÓMICAS HETERONUCLEARES 
Mayor % de contribución
de la estructura covalente
Mayor % de contribución
de la estructura iónica
MOLÉCULAS DIATÓMICAS
FIN
HCl
H
Cl
NHC
+
sssuperposición
enlace

s-s
+
spsuperposición
enlace

s-p
+
pp
superposicióncabezaa
cabezadedosorbitalesp
enlace
p-p
+
pp
superposiciónlateral
enlace
+
2p
z
2p
z
+
2p
z
2p
z
2p
y
2p
y
+
2p
z
2p
z
2p
x
2p
x
2p
y
2p
y
+
-
combinaciónlineal

A

B

A

B
+

A

B
-
Molecularenlazante

*
Molecularantienlazante
pertenecenaloscentros
atómicosAyB
pertenecenatoda
lamolécula
+
-
ss
resta
suma
s-s(superposicióndestructiva)
s+s(superposiciónconstructiva)
OM
s
*
(antienlazante)
OM
s
(enlazante)
E
E+
E-
0
resta
suma
p
z
-p
z
(superposicióndestructiva)
p
z
+p
z
(superposiciónconstructiva)
OM
z
*
(antienlazante)
OM
z
(enlazante)
E

E+

E
-
0
+
-
resta
suma
p
x
-p
x
(superposicióndestructiva)
p
x
+p
x
(superposiciónconstructiva)
OM

x
*
(antienlazante)
OM
x
(enlazante)
E
E+
E-
0
+
-
p
x
p
x
p
z
p
z
p
x
p
x
p
y
p
y
s
s
E

s

s
*

x

y

z

x
*

y
*

z
*
OAdelátomoAOAdelátomoBOMdelamoléculaAB
2
ntes
antienlaza
electrones
de
Nº
enlazantes
electrones
de
Nº
OE
-
=
E

s

s
*
E

s

s
*
E

s

s
*

x

y

z

x
*

y
*

z
*
cm
1,27x10
ues.cm
1,07x10
8
18
-
-
mayor%decontribucióndela
estructuracovalente
mayor%decontribucióndela
estructuraiónica
E
híbridoderesonancia
estructuracovalente(teórica)
estructuraiónica(teórica)
A
+
B
-
AB
AB

+

-
ER=energíaderesonancia
E
híbridoderesonancia
estructuracovalente(teórica)
estructuraiónica(teórica)
A
+
B
-
AB
AB

+

-
ER=energíaderesonancia