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Geometría molecular Modelo de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV) • La geometría que adopta la molécula es aquella en que la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (enlazantes o libres) es mínima • Dos reglas generales: – Los dobles y triples enlaces se pueden tratar como enlaces sencillos – Si una molécula tiene dos o más estructuras resonantes, se puede aplicar el modelo RPECV a cualquiera de ellas

O=O-O

O-O=O

• En el modelo de RPECV, las moléculas se dividen en dos categorías: – Las que tienen pares de electrones libres en el átomo central – Las que no tienen pares de electrones libres en el átomo central


Geometría molecular Moléculas sin pares de electrones libres BeCl2 Cl  Be  Cl

2

pares de ede enlace

BF3

CH4

FBF

H H C  H

F

3

pares de ede enlace

H

4

pares de ede enlace

PCl5

SF6

Cl Cl  P Cl

5

F Cl

FSF F F

Cl

pares de ede enlace

F

6

pares de ede enlace

180º

120º

109.5º

90 y 120º

90º

Lineal

Triangular plana

Tetraédrica

Bipirámide trigonal

Octaédrica


Geometría molecular Moléculas con pares de electrones libres (PL) y pares de electrones de enlace (PE) SnCl2 Cl  Sn  Cl

PE=2 PL=1

NH3

PE=3

H N  H

PL=1

Triangular plana

tetraédrica

HO H

ángulo menor 120º

Pirámide trigonal 107º

H

H2O

Angular

PE=2 PL=2

tetraédrica

Angular 105º


Geometría molecular SF4

PE=4

F S F

PL=1

F

F

ClF3

PE=3

F  Cl  F

PL=2

Bipirámide trigonal

Balancín

Bipirámide trigonal

Forma de T

Bipirámide trigonal

Lineal

Octaédrica

Pirámide cuadrada

Octaédrica

Plano cuadrada

F

I3-

PE=2

II I

PL=3

BrF5

PE=5

F  Br  F

PL=1

F

F

F

XeF4

PE=4

F  Xe  F

PL=2

F

F


Geometría molecular •

Pasos para la aplicación del modelo RPECV 1. Se escribe la estructura de Lewis y se consideran sólo los pares de electrones alrededor del átomo central 2. Se cuenta el número de pares de electrones que rodean al átomo central 3. Se predice la distribución global de los pares de electrones y luego se predice la geometría de la molécula 4. Se predicen los ángulos de enlace teniendo en cuenta que: repulsión par libre-par libre > repulsión par libre-par enlazante > repulsión par enlazante-par enlazante


Geometría molecular Momentos dipolo • La medida cuantitativa de la polaridad de un enlace viene dada por su momento dipolo (μ):

μ=Q·r Donde • Q : magnitud de la carga ( siempre valor positivo) •

r : distancia entre las cargas

Unidades:

• 1 D = 3.33·10-30 C·m


Geometría molecular • Moléculas diatómicas – Si contienen átomos de elementos diferentes siempre tienen momentos dipolo y son moléculas polares • Ejemplos: HCl, CO y NO – Si contienen átomos de elementos iguales nunca tienen momentos dipolo y son moléculas apolares • Ejemplos: H2, O2 y F2

• Moléculas poliatómicas – La polaridad de una molécula viene dada por

• La polaridad de los enlaces • La geometría de la molécula – El μ viene dado por la suma vectorial de los μ de cada enlace en la molécula


Geometría molecular • Ejemplos NH3

CO2

µ =0D

µ = 1.47 D

H2 O

CH4

µ = 1.85 D

µ =0D


Geometría molecular Teoría del enlace de valencia • Visión mecánico cuántica • Los enlaces se forman por el traslape de dos orbitales atómicos (dos orbitales comparten una región común del espacio) • El enlace se forma cuando la energía potencial del sistema alcanza un valor mínimo (punto de máxima estabilidad)


Geometría molecular • Hibridación de los orbitales atómicos para formar enlaces covalentes – Orbitales híbridos • Son orbitales atómicos que se obtienen cuando dos o más orbitales no equivalentes del mismo átomo se combinan preparándose para la formación del enlace covalente

– Tipos de hibridaciones • hibridación sp3 • hibridación sp2 • hibridación sp3d • hibridación sp3d2


Geometría molecular Hibridación sp3 Promoción

hibridación

CH4 C 1s2 2s2p2

1 orbital s

3 orbitales p 4 orbitales sp3 (distribución tetraédrica)

NH3

H 2O


Geometría molecular Hibridación sp2 BF3

Promoción

hibridación

B 1s2 2s2p1

1 orbital s

2 orbitales p

3 orbitales sp2 (distribución triangular plana)


Geometr铆a molecular Hibridaci贸n sp BeF2 F 1s2 2s2p5 promoci贸n

Be 1s2 2s2

Hibridaci贸n de orbitales


Geometría molecular

1 orbital s 1 orbital p 2 orbitales sp (distribución lineal)

Be

Orbitales sp híbridos

Orbitales p


Geometría molecular Hibridación sp3d 1 orbital s + 3 orbitales p + 1 orbital d →

PCl5, SF4, ClF3, I35 orbitales sp3d Hibridación sp3d2

(distribución bipirámide trigonal)

1 orbital s + 3 orbitales p + 2 orbital d → 6 orbitales sp3d2 BrF5, SF6, XeF4

(distribución octaédrica)


Geometría molecular • Pasos a seguir para la hibridación de orbitales atómicos 1. Dibujar la estructura de Lewis de la molécula 2. A partir del número de pares de electrones (tanto libres como enlazantes) que rodean al átomo central, deducir el tipo de hibridación 3. Los ángulos que forman los orbitales híbridos en la molécula coinciden con los ángulos entre los pares de electrones en el modelo de RPECV Ejemplo: NH3

H N  H H

4 orbitales híbridos  hibridación sp3 Distribución tetraédrica, geometría piramidal


Geometría molecular Hibridación en moléculas que contienen dobles y triples enlaces

Etileno CH2=CH2

Promoción

hibridación


Geometría molecular • Se dan dos tipos de enlaces covalentes – enlaces sigma (s) : enlaces formados por la unión de los núcleos de los átomos enlazados – enlaces pi (p) : enlaces formados por la unión lateral de los orbitales con la densidad electrónica concentrada arriba y abajo del plano que forman los núcleos de los átomos enlazados

Enlace σ

Enlace π


Geometría molecular Diferencias entre modelo RPECV y modelo de EV RPECV  No se tienen en cuenta los cambios energéticos en la formación del enlace.

EV  Una molécula estable se forma a partir de la reacción de los átomos cuando Energía potencial ha diminuido al máximo.

 Analiza todos los enlaces  Debido a que los orbitales covalentes por igual y no implicados no son ofrece explicación entre siempre del mismo tipo, las diferencias entre los las energías de enlace y enlaces covalentes las longitudes de enlace son distintas en diferentes compuesto


Geometría molecular Teoría de los orbitales moleculares • La molécula es un ente único donde los electrones ocupan regiones del espacio delimitadas por los llamados orbitales moleculares • Las combinaciones de dos orbitales atómicos dan lugar a dos orbitales moleculares: – enlazante : la densidad electrónica es máxima – antienlazante : la densidad electrónica es nula

• Orden de enlace : magnitud que da información acerca de la fuerza con la que están enlazados los átomos en una molécula OE = 1/2( nºe- en OM enlazantes - nºe- en OM antienlazantes)


GeometrĂ­a molecular

Orbital antienlazante

Orbital enlazante


Geometría molecular Diagrama para moléculas diátomicas del 2º período:

(Li2, B2, C2, N2) O2, F2


Geometr铆a molecular Diagrama para un compuesto heteroat贸mico

Geometría molecular  

Apuntes sobre el enlace químico y la geometría de las moléculas.

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