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

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. 2

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. 3

El átomo central sólo tiene pares de e– de enlace. 4 BeF2: El Be tiene 2 pares de e–  Ang. enl. = 180º. BCl3: El B tiene 3 pares de e–  Ang. enl. = 120º. CH4: El C tiene 4 pares de e–  Ang. enl. = 109,4º. BeF2 Lineal BCl3 Triangular CH4 Tetraédrica 4

El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno sencillo y uno triple. 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: Etino (acetileno) CO2 5

El átomo central tiene pares de e– sin compartir. Metano (109,4º) 6 La repulsión de éstos pares de e– sin compartir es mayor que entre pares de e– de enlace. NH3: El N tiene 3 pares de e– compartidos y 1 sin compartir  Ang. enl. = 107’3º < 109’4º (tetraédrico) H2O: El O tiene 2 pares de e– compartidos y 2 sin compartir  Ang. enl. = 104’5º < 109’5º (tetraédrico) Amoniaco (107,3º) Agua (104,5º) 6

El átomo central tiene un enlace doble. 7 La repulsión debida a 2 pares electrónicos compartidos es mayor que la de uno. CH2=CH2: 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 7

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: 8

Se dibuja la estructura de Lewis. 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) 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 9

Geometría ideal Nº de pares de e- Geometría Angulo de enlace 2 (AX2) Linear 180o 3 (AX3) Trigonal Planar 120o 4 (AX4) Tetrahedral 109.5o 5 (AX5) Trigonal Bipyramidal 90o / 120o 6 (AX6) Octahedral 90o 10

TABLA DE ESTRUCTURAS MOLECULARES Total Enlac Libres Estruct. Ejemp. 2 2 0 Lineal HgCl2 3 3 0 Trian.Plana BF3 3 2 1 Angular SnCl2 4 4 0 Tetrahe. CH4 4 3 1 Trigo.Piramid NH3 4 2 2 Angular H2O 5 5 0 Trigo.Bipiram PCl5 5 4 1 Tetraed.Irreg TeCl4 5 3 2 Forma de T ClF3 11

5 2 3 Lineal ICl2 6 6 0 Octaedrica SF6 6 5 1 Cuadrada IF5 Piramidal 6 4 2 Cuadrada BrF4- Plana 12

RPECV Lineal HCl Angular H2O Forma de T F3Cl triangularBF3 Pirámide trigonal NH3 Plana cuadrada Xe F4 13

Bipirámide pentagonal I F7 Octaédrica S F6 TETRAEDRICA CH4 bipirámide trigonal PCl 5 piramide cuadrada BF5 14

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

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

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

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

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 polares Enlaces 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. 19

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

H2O CO2 Polaridad de las Moléculas Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas: 1- La polaridad de los enlaces de la molécula. 2- La geometría molecular Los dipolos H-O no se anulan porque la molecula no es lineal, sino bent. H2O CO2 Cada dipolo C-O se anula porque la molecula es lineal 21

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. 22

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). 23

Moléculas polares. Tienen   no nulo: 24 Dependiendo de cómo sea   de los enlaces que forman una molécula, éstas se clasifican en: Moléculas polares. Tienen   no nulo: Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl. Moléculas angulares, piramidales, .... Ej: H2O, NH3. Moléculas apolares. Tienen   nulo: Moléculas con enlaces apolares. Ej: H2, Cl2.   = 0. Ej: CH4, CO2. 24

Momentos dipolares. Geometría molecular. 25 Momentos dipolares. Geometría molecular. CO2 BF3 CH4 H2O NH3 25

El momento dipolar se mide en “debyes (D)”. 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 0.92 1.9 1.82 H-Cl 1.27 0.9 1.08 H-Br 1.41 0.7 0.82 H-I 1.61 0.4 0.44 26

Molécula Estructura Momento dipolar 27

Molécula Estructura Momento dipolar 28

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Teoría del Enlace de Valencia (TEV) - 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. 31

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

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. 33

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. 34

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

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 AX2, v.g. BeCl2, BeF2 36

BeF2 4Be: 1s2 2s2 Los átomos de F que se acercan, hacen que el Berilio pase primero al estado excitado: 1s2 2s2  1s2 2s12px1 Posteriormente 2s y 2p se hibridan: 1s2 2s12px1  1s2 (sp)1 (sp)1 37

BeF2 9F: 1s2 2s2 2px2py2pz1 Los electrones del orbital pz de los 2 átomos de Flúor se aparean con los nuevos orbitales sp del átomo central Berilio 38

BeF2 39

Hibridación sp2 El orbital sp2 es una combinación lineal de los orbitales de valencia s, px y py del átomo central Un orbital s y dos orbitales p dan 3 orbitales sp2 Geometría triangular (trigonal). 120º 40

BF3 5B: 1s2 2s22px1 Los átomos de F que se acercan, hacen que el B pase primero al estado excitado: 1s2 2s2  1s2 2s12px12py1 Posteriormente 2s, 2px y 2py se hibridan: 41

BF3 1s2 2s12px12py1  1s2 (sp2)1(sp2)1(sp2)1 9F: 1s2 2s2 2px2py2pz1 Los electrones del orbital pz de los 3 átomos de Flúor se aparean con los nuevos orbitales sp2 del átomo central Boro 42

43

BCl3 120º 44

Hibridación sp3 El orbital sp3 es una combinación lineal de los orbitales de valencia s, px, py y pz del átomo central: 45

Hibridación sp3 Un orbital s y tres orbitales p dan 4 orbitales sp3 El orbital sp3 es una combinación lineal de los orbitales de valencia s, px, py y pz del átomo central Un orbital s y tres orbitales p dan 4 orbitales sp3 Geometría tetraédrica. CH4, CCl4 46

CH4 6C: 1s2 2s22px12py1 Los átomos de H que se acercan, hacen que el C pase primero al estado excitado: 1s2 2s2  1s2 2s12px12py12pz1 47

CH4 Posteriormente 2s, 2px , 2py y 2pz se hibridan: 1s2 2s12px12py12pz1  1s2 (sp3)1(sp3)1(sp3)1(sp3)1 Los electrones del orbital s de los 4 átomos de Hidrógeno se aparean con los nuevos orbitales sp3 del átomo central Carbono 48

Hibridación sp3 49

Orbitales híbridos Orbitales sp3 50

CH4 51

Resumen Hibridación Geometría Ángulo sp Lineal 180º sp2 Triangular 120º sp3 Tetraédrica 109.5º 52

¿orbitales d? Las más comunes 53

sp3d Bipirámide triangular 54

sp3d2 Octaédrica 55

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Bipiramidal triangular Resumen Hibridación Geometría Dibujito sp Lineal sp2 Triangular sp3 Tetraédrica sp3d Bipiramidal triangular sp3d2 Octaédrica 57

NH3 ¿Ángulos de 109.5º? 58

H2O ¿Ángulos de 109.5º? 59

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Problemas Prediga la hibridación del átomo central para las siguientes moléculas: BeCl2, CCl4, BF3 61

Problemas ¿Qué orbitales híbridos presentan las siguientes geometrías? Octaédrica. Tetraédrica. Triangular. Lineal. 62

Ejercicios Determinar la estructura molecular empleando el modelo RPECV de: 1) SO3 6) ClF3 2) C2H2 7) CO2 3) H2O 8) H3O+ 4) SF4 9) XeF4 5) NH3 10) H2SO4 63

Respuestas 64

Respuestas 65