QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Instituto de Química QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA QUI-123 GEOMETRÍA MOLECULAR

¿Cómo se ordenan espacialmente los átomos de un molécula? GEOMETRÍA MOLECULAR Distribución Tridimensional de los átomos en una molécula Influencia en las propiedades físicas y químicas: Punto de fusión, punto de ebullición, densidad, reactividad

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 y/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.

En el modelo de RPECV, las moléculas se dividen en dos categorías: Modelo de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV) 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

Moléculas en las que el átomo central NO tiene pares libres Fórmula general ABx x = 2,3… AB2 Cloruro de berilio, BeCl2 Cl Be

Moléculas en las que el átomo central NO tiene pares libres AB3 Trifluoruro de boro, BF3 Trigonal plana, ángulos de 120º

Moléculas en las que el átomo central NO tiene pares libres AB4 Metano, CH4 Tetraédrica, ángulos de 109,5°

Moléculas en las que el átomo central NO tiene pares libres AB5 Pentacloruro de fósforo, PCl5 Bipiramidal trigonal, ángulos de 90° y 120°

Moléculas en las que el átomo central NO tiene pares libres AB6 Hexafluoruro de azufre, SF6 Octaédrica, ángulos de 90°

Moléculas sin pares de electrones libres BeCl2 BF3 CH4 PCl5 SF6 2 pares de e- de enlace 3 pares de e- de enlace 4 pares de e- de enlace 5 pares de e- de enlace 6 pares de e- de enlace 180º 120º 109.5º 90 y 120º 90º Lineal Triangular plana Tetraédrica Bipirámide trigonal Octaédrica

Moléculas en las que el átomo central tiene uno o más pares de electrones libres En estas moléculas hay 3 tipos de fuerzas de repulsión: Entre pares enlazantes. Entre pares libres. Entre un par enlazante y uno libre. De acuerdo con el modelo de la RPECV: Par libre/ Par libre  Par libre/ Par enlazante  Par enlazante/ Par enlazante

Moléculas en las que el átomo central tiene uno o más pares de electrones libres Fórmula general ABxEy x = 2,3… y = 1,2,… AB2E Dióxido de azufre, SO2

Angular, ángulo O-S-O menor de 120° Clase nº de átomos enlazados al átomo central nº de pares libres átomocentral Distribución de pares electrones Geometría Molecular trigonal plana trigonal plana AB3 3 trigonal plana AB2E 2 1 angular Angular, ángulo O-S-O menor de 120°

Piramide trigonal, ángulos menores a 109,5° Clase nº de átomos enlazados al átomo central nº de pares libres átomocentral Distribución de pares electrones Geometría Molecular AB4 4 tetraedro tetraedro piramide trigonal AB3E 3 1 tetraedro Piramide trigonal, ángulos menores a 109,5° 107,3º 10.1

Tetraédrica, ángulos de 104,5° Clase nº de átomos enlazados al átomo central nº de pares libres átomocentral Distribución de pares electrones Geometría Molecular AB4 4 tetraedro tetraedro AB3E 3 1 tetraedro piramide trigonal tetraedro AB2E2 2 2 Angular H O Tetraédrica, ángulos de 104,5°

Moléculas en las que el átomo central tiene uno o más pares de electrones libres SnCl2 AB2E Triangular plana Angular ángulo menor 120º NH3 AB3E Tetraédrica Pirámide trigonal 107,3º H2O AB2E2 104,5º

En este curso no se estudian este tipo de geometrías SF4 AB4E Bipirámide trigonal Tetrahedro distorsionado ClF3 AB3E2 Forma de T I3- AB2E3 Lineal BrF5 AB5E Octaédrica Pirámide cuadrada XeF4 AB4E2 Plano cuadrada

H2O .. CH4 :NH3 Tetraedro Piramidal Trigonal Angular Para la clasificación del nombre geométrico, se tiene en consideración la posición de los átomos efectivamente enlazados al átomo central.

Par libre/ Par libre  Par libre/ Par enlazante  Par enlazante/ Par enlazante

Pasos para la aplicación del modelo RPECV Se escribe la estructura de Lewis y se consideran sólo los pares de electrones alrededor del átomo central. Se cuenta el número de pares de electrones que rodean al átomo central. Se predice la distribución global de los pares de electrones y luego se predice la geometría de la molécula. 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.

De enlace y de la molécula POLARIDAD De enlace y de la molécula

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 x 10-30 C·m

Polaridad en moléculas covalentes. Momento dipolar. Las moléculas que tienen enlaces covalentes polares tienen átomos cargados positivamente y otros negativamente. 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).

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 y por La geometría de la molécula. El μ viene dado por la suma vectorial de los μ de cada enlace en la molécula.

NH3 CO2 m = 0 D m = 1.47 D

H2O CCl4 m = 0 D m = 1.85 D

Interacción eléctrica: Dipolo del agua / varilla cargada CONSECUENCIA DE LA POLARIDAD DE LAS MOLÉCULA Interacción eléctrica: Dipolo del agua / varilla cargada - + + Dipolo del agua

Resumen: Momento dipolar 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.

Momentos dipolares. Geometría molecular. CO2 BF3 CH4 H2O NH3

Hibridación de orbitales atómicos Orbitales atómicos que se obtienen cuando 2 o más orbitales no equivalentes del mismo átomo se combinan preparándose para la formación del enlace covalente. Orbitales híbridos Mezcla de los orbitales atómicos en un átomo (por lo general del átomo central) para generar un conjunto de orbitales híbridos. Hibridación Clasificación de orbitales híbridos: Orbitales hibridos sp - Orbitales híbridos sp3d Orbitales hibridos sp2 - Orbitales híbridos sp3d2 Orbitales híbridos sp3

HIBRIDACIÓN sp Lineal BeCl2 1s2 2s2 2px 2py 2pz 2s 2p Orbitales sp 2p vacíos 2s 2p

Formación Orbital Híbrido sp

Hibridación con orbitales “d” La mezcla de orbitales s, p y d, puede dar origen a distintos tipos de orbitales hibridados: 1orbital “s”, 3 orbitales “p”y 1 orbital “d”, da origen a: 5 orbitales “sp3d” 1orbital “s”,3 orbitales “p” y 2 orbitales “d”, da origen a 6 orbitales “sp3d2”, dirigidos hacia los vértices de un octaedro. Esta hibridación es característica de la capa de valencia expandida.

Para átomos del 3er período: s y p no explica todas las geometrías HIBRIDACIÓN DE ORBITALES s, p Y d Para átomos del 3er período: s y p no explica todas las geometrías (por ejemplo la bipirámide trigonal y la octaédrica) [Ne] 3s2 3p4 3s2 3px2 3py1 3pz1 3d 3s2 3px2 3py1 3s 3p 3d sp3d2 Orbitales d vacíos Hibridación