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Geometría Molecular UNIVERSIDAD PRIVADA JUAN MEJÍA BACA Profesor: Ing. Alberto Carrasco Tineo.

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1 Geometría Molecular UNIVERSIDAD PRIVADA JUAN MEJÍA BACA Profesor: Ing. Alberto Carrasco Tineo

2 GEOMETRIA MOLECULAR Es la disposición de los átomos en el espacio. El tamaño, y la forma (geometría) de una molécula permiten predecir la polaridad de la molécula y por lo tanto sus propiedades físicas y químicas. La geometría viene dada por la repulsión de los pares de e– del átomo central.

3 La teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPECV) Es un modelo muy simple que tiene como objetivo determinar la geometría de una molécula. Ya que los pares de electrones alrededor de un átomo central (pares de electrones libres y/o pares de electrones involucrados en los enlaces químicos) están cargados negativamente, entonces éstos tenderán a alejarse para minimizar la repulsión electrostática entre ellos.

4 4 El átomo central sólo tiene pares de e – de enlace. BeF 2 : El Be tiene 2 pares de e – Ang. enl. = 180º. BCl 3 : El B tiene 3 pares de e – Ang. enl. = 120º. CH 4 : El C tiene 4 pares de e – Ang. enl. = 109,4º. CH 4 Tetraédrica BCl 3 Triangular BeF 2 Lineal

5 5 El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno sencillo y uno triple. Como se une únicamente a dos elementos la geometría es lineal. Ejemplos:Ejemplos: – Etino (acetileno) –CO 2

6 6 El átomo central tiene pares de e – sin compartir. La repulsión de éstos pares de e – sin compartir es mayor que entre pares de e – de enlace. –NH 3 : El N tiene 3 pares de e – compartidos y 1 sin compartir Ang. enl. = 1073º < 1094º (tetraédrico) –H 2 O: El O tiene 2 pares de e– compartidos y 2 sin compartir Ang. enl. = 1045º < 1095º (tetraédrico) Agua (104,5º) Metano (109,4º) Amoniaco (107,3º)

7 7 El átomo central tiene un enlace doble. La repulsión debida a 2 pares electrónicos compartidos es mayor que la de uno. CH 2 =CH 2 : Cada C tiene 2 pares de e – compartidos con el otro C y 2 pares de e – compartidos con sendos átomos de H. –Ang. enl. H–C=C: 122º > 120º (triangular) –Ang. enl. H–C–H: 116º < 120º (triangular ) 122º 116º 122º

8 PREDICCION DE LA GEOMETRIA MOLECULAR La disposición gemétrica de los átomos en moléculas y iones puede predecirse por medio de la teoría de repulsión del par electrónico del nivel de valencia (RPECV). Los pasos para predecir geometrías moleculares con el modelo RPECV son:

9 a)Se dibuja la estructura de Lewis. b)Se cuenta el nº de pares de e- de enlace y de no enlace alrededor del átomo central y se colocan de forma que minimicen las repulsiones: Geometría de los pares de e-. (Geometrías ideales) b)La geometría molecular final vendrá determinada en función de la importancia de la repulsión entre los pares de e- de enlace y de no enlace. PNE-PNE>PNE-PE >PE-PE PNE= Par de no enlace; PE= Par de enlace

10 Nº de pares de e- Geometría Angulo de enlace 2 (AX 2 )Linear180 o 3 (AX 3 )Trigonal Planar 120 o 4 (AX 4 )Tetrahedral109.5 o 5 (AX 5 )Trigonal Bipyramidal 90 o / 120 o 6 (AX 6 )Octahedral90 o Geometría ideal

11 TABLA DE ESTRUCTURAS MOLECULARES Total Enlac Libres Estruct. Ejemp Lineal HgCl Trian.Plana BF Angular SnCl Tetrahe. CH Trigo.Piramid NH Angular H 2 O Trigo.Bipiram PCl Tetraed.Irreg TeCl Forma de T ClF 3

12 5 2 3 Lineal ICl Octaedrica SF Cuadrada IF 5 Piramidal Cuadrada BrF 4 - Plana

13 RPECV Lineal HCl Angular H 2 O triangular BF 3 Forma de T F 3 Cl Plana cuadrada Xe F 4 Pirámide trigonal NH 3

14 piramide cuadrada BF 5 Octaédrica S F 6 bipirámide trigonal PCl 5 TETRAEDRICA CH 4 Bipirámide pentagonal I F 7

15 Geometría Molecular Nº pares de e- Geometría de los pares de e- Nº pares de e- de enlace Nº pares de e- de no enlace Geometría molecular Ejemplo

16 Nº pares de e- Geometría de los pares de e- Nº pares de e- de enlace Nº pares de e- de no enlace Geometría molecular Ejemplo Geometría Molecular

17 Nº pares de e- Geometría de los pares de e- Nº pares de e- de enlace Nº pares de e- de no enlace Geometría molecular Ejemplo

18 Nº pares de e- Geometría de los pares de e- Nº pares de e- de enlace Nº pares de e- de no enlace Geometría molecular Ejemplo Geometría Molecular

19 POLARIDAD DE LAS MOLECULAS: Los enlaces covalentes y las moléculas unidas por ellos pueden ser: Polares: Existe una distribución asimétrica de los electrones, el enlace o la molécula posee un polo + y uno -, o un dipolo No polares: Existe una distribución simétrica de los e-, produciendo un enlace o molécula sin dipolo. Enlaces covalentes polaresEnlaces covalentes no polares H-H F-F El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado con la diferencia de electronegatividad de los átomos unidos.

20 Polaridad de las Moléculas Polarity of bonds H Cl Carga postiva pequeña Menor electronegatividad Carga negativa pequeña Mayor electronegatividad

21 Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas: 1- La polaridad de los enlaces de la molécula. 2- La geometría molecular Polaridad de las Moléculas CO 2 Cada dipolo C-O se anula porque la molecula es lineal Los dipolos H-O no se anulan porque la molecula no es lineal, sino bent. H2OH2O

22 Polaridad de las Moléculas Si hay pares de no enlace la molécula es polar. Si los pares de e- son de enlace, la molécula es no polar. Cuando los pares están distribuidos simetricamente alrededor del átomo central.

23 23 Momento dipolar Cada enlace tiene un momento dipolar (magnitud vectorial que depende la diferencia de entre los átomos cuya dirección es la línea que une ambos átomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al más electronegativo).

24 24 Dependiendo de cómo sea de los enlaces que forman una molécula, éstas se clasifican en: Moléculas polares.Moléculas polares. Tienen no nulo: –Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl. –Moléculas angulares, piramidales,.... Ej: H 2 O, NH 3. Moléculas apolaresMoléculas apolares. Tienen nulo: –Moléculas con enlaces apolares. Ej: H 2, Cl 2. – = 0. Ej: CH 4, CO 2.

25 25 Momentos dipolares. Geometría molecular. CO 2 BF 3 CH 4 H2OH2O NH 3

26 El momento dipolar aumenta al aumentar la magnitud de las cargas separadas y al disminuir la longitud de enlace. El momento dipolar se mide en debyes (D). COMP LONG.ENL. DIF. ELEC. (A°) (D) H-F H-Cl H-Br H-I

27 MoléculaEstructuraMomento dipolar

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31 - Las estructuras de Lewis y la RPECV no explican como se forma un enlace. - La teoría RPECV predice la forma o geometría molecular pero no explica como se forma. - Un método para explicar el enlace puede ser la Teoría del Enlace de Valencia: El enlace se forma cuando solapan los orbitales atómicos. Los dos e- se comparten en el orbital solapado. Teoría del Enlace de Valencia (TEV)

32 32 Hibridación de orbitales atómicos. Se formulo para explicar la geometría de la moléculas (ángulos y distancia) y la covalencia de ciertos átomos

33 Orbitales híbridos La hibridación es la mezcla de orbitales atómicos que pertenecen a la capa de valencia para formar nuevos orbitales apropiados para la descripción cualitativa de las propiedades del enlace.

34 Orbitales híbridos Los orbitales híbridos son muy útiles para explicar la forma de los orbitales en las moléculas y por lo tanto su geometría. La hibridación es parte integral de la teoría de enlace valencia.

35 35 Tipos de orbitales híbridos. Imágenes: © Ed Santillana. Química 2º de Bachillerato Ejemplos

36 Hibridación sp El orbital sp es una combinación lineal de los orbitales de valencia s y p del átomo central: Un orbital s y un orbital p dan 2 orbitales sp Geometría lineal. Moléculas del tipo AX 2, v.g. BeCl 2, BeF 2

37 BeF 2 4 Be: 1s 2 2s 2 Los átomos de F que se acercan, hacen que el Berilio pase primero al estado excitado: 1s 2 2s 2 1s 2 2s 1 2p x 1 Posteriormente 2s y 2p se hibridan: 1s 2 2s 1 2p x 1 1s 2 (sp) 1 (sp) 1

38 BeF 2 9 F: 1s 2 2s 2 2p x 2 p y 2 p z 1 Los electrones del orbital p z de los 2 átomos de Flúor se aparean con los nuevos orbitales sp del átomo central Berilio

39 BeF 2

40 Hibridación sp 2 El orbital sp 2 es una combinación lineal de los orbitales de valencia s, p x y p y del átomo central Un orbital s y dos orbitales p dan 3 orbitales sp 2 Geometría triangular (trigonal). 120º

41 BF 3 5 B: 1s 2 2s 2 2p x 1 Los átomos de F que se acercan, hacen que el B pase primero al estado excitado: 1s 2 2s 2 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 Posteriormente 2s, 2p x y 2p y se hibridan:

42 BF 3 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 1s 2 (sp 2 ) 1 (sp 2 ) 1 (sp 2 ) 1 9 F: 1s 2 2s 2 2p x 2 p y 2 p z 1 Los electrones del orbital p z de los 3 átomos de Flúor se aparean con los nuevos orbitales sp 2 del átomo central Boro

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44 BCl 3 120º

45 Hibridación sp 3 El orbital sp 3 es una combinación lineal de los orbitales de valencia s, p x, p y y p z del átomo central:

46 Hibridación sp 3 El orbital sp 3 es una combinación lineal de los orbitales de valencia s, p x, p y y p z del átomo central Un orbital s y tres orbitales p dan 4 orbitales sp 3 Geometría tetraédrica. CH 4, CCl 4

47 CH 4 6 C: 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 Los átomos de H que se acercan, hacen que el C pase primero al estado excitado: 1s 2 2s 2 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1

48 CH 4 Posteriormente 2s, 2p x, 2p y y 2p z se hibridan: 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1 1s 2 (sp 3 ) 1 (sp 3 ) 1 (sp 3 ) 1 (sp 3 ) 1 Los electrones del orbital s de los 4 átomos de Hidrógeno se aparean con los nuevos orbitales sp 3 del átomo central Carbono

49 Hibridación sp 3

50 Orbitales sp 3 Orbitales híbridos

51 CH 4

52 Resumen HibridaciónGeometríaÁngulo spLineal180º sp 2 Triangular120º sp 3 Tetraédrica109.5º

53 ¿orbitales d? Las más comunes

54 sp 3 d Bipirámide triangular

55 sp 3 d 2 Octaédrica

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57 Resumen HibridaciónGeometríaDibujito spLineal sp 2 Triangular sp 3 Tetraédrica sp 3 dBipiramidal triangular sp 3 d 2 Octaédrica

58 NH 3 ¿Ángulos de 109.5º?

59 H2OH2O

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61 Problemas 3.Prediga la hibridación del átomo central para las siguientes moléculas: BeCl 2, CCl 4, BF 3

62 Problemas 8.¿Qué orbitales híbridos presentan las siguientes geometrías? a)Octaédrica. b)Tetraédrica. c)Triangular. d)Lineal.

63 1) SO 3 6) ClF 3 2) C 2 H 2 7) CO 2 3) H 2 O8) H 3 O+ 4) SF 4 9) XeF 4 5) NH 3 10) H 2 SO 4 Ejercicios Determinar la estructura molecular empleando el modelo RPECV de:

64 Respuestas

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