Geometría Molecular UNIVERSIDAD PRIVADA JUAN MEJÍA BACA

Presentación del tema: "Geometría Molecular UNIVERSIDAD PRIVADA JUAN MEJÍA BACA"— Transcripción de la presentación:

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

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. 2

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. 3

4 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

5 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

6 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

7 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

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: 8

9 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

10 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

11 TABLA DE ESTRUCTURAS MOLECULARES
Total Enlac Libres Estruct. Ejemp. Lineal HgCl2 Trian.Plana BF3 Angular SnCl2 Tetrahe CH Trigo.Piramid NH Angular H2O Trigo.Bipiram PCl Tetraed.Irreg TeCl Forma de T ClF3 11

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

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

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

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 15

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 16

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 17

18 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

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 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

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

21 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

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. 22

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). 23

24 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

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

26 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 H-Cl H-Br H-I 26

27 Molécula Estructura Momento dipolar
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28 Molécula Estructura Momento dipolar
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30 30

31 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

32 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

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. 33

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. 34

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

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 AX2, v.g. BeCl2, BeF2 36

37 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

38 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

39 BeF2 39

40 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

41 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

42 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 43

44 BCl3 120º 44

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

46 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

47 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

48 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

49 Hibridación sp3 49

50 Orbitales híbridos Orbitales sp3 50

51 CH4 51

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

53 ¿orbitales d? Las más comunes 53

54 sp3d Bipirámide triangular 54

55 sp3d2 Octaédrica 55

56 56

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

58 NH3 ¿Ángulos de 109.5º? 58

59 H2O ¿Ángulos de 109.5º? 59

60 60

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

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

63 Ejercicios Determinar la estructura molecular empleando el modelo RPECV de: 1) SO ) ClF3 2) C2H ) CO2 3) H2O 8) H3O+ 4) SF ) XeF4 5) NH ) H2SO4 63

64 Respuestas 64

65 Respuestas 65