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

Geometría Geometría MolecularMolecular

UNIVERSIDAD PRIVADAJUAN MEJÍA BACA

Profesor: Ing. Alberto Carrasco Tineo

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.

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.

4El átomo central El átomo central

sólo tiene pares de esólo tiene pares de e– – de enlace.de enlace.

• 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.

CH4

Tetraédrica

BCl3

Triangular

BeF2

Lineal

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)

– CO2

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.

– 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) Agua (104,5º)

Metano (109,4º)

Amoniaco (107,3º)

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El átomo central tiene un enlace doble.

• 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

122º

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:

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-PEPNE= Par de no enlace; PE= Par de enlace

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

Geometría ideal

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

5 2 3 Lineal ICl2

6 6 0 Octaedrica SF6

6 5 1 Cuadrada IF5

Piramidal

6 4 2 Cuadrada BrF4-

Plana

RPECV

Lineal HCl

Angular H2O triangular

BF3

Forma de T F3Cl

Plana cuadrada

Xe F4

Pirámide trigonal NH3

piramide cuadrada BF5

Octaédrica S F6

bipirámide trigonal PCl 5

TETRAEDRICA CH4

Bipirámide pentagonal I F7

Geometría Molecular

Nº paresde e-

Geometríade los pares

de e-

Nº pares de e-

de enlace

Nº pares de e-

de no enlaceGeometríamolecular

Ejemplo

Nº paresde e-

Geometríade los pares

de e-

Nº pares de e-

de enlace

Nº pares de e-

de no enlaceGeometríamolecular

Ejemplo

Geometría Molecular

Geometría Molecular

Nº paresde e-

Geometríade los pares

de e-

Nº pares de e-

de enlace

Nº pares de e-

de no enlaceGeometríamolecular

Ejemplo

Nº paresde e-

Geometríade los pares

de e-

Nº pares de e-

de enlace

Nº pares de e-

de no enlaceGeometríamolecular

Ejemplo

Geometría Molecular

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 dipoloNo polares: Existe una distribución simétrica de los e-, produciendo un enlace o molécula sin dipolo.

Enlaces covalentes polares

H F H F

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.

Polaridad de las Moléculas

Polarity of bondsPolarity of bonds

H ClH ClCarga postiva pequeña

Menor electronegatividadCarga negativa pequeña

Mayor electronegatividad

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

CO2

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.

H2O

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.

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• 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).

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• Dependiendo de cómo sea de los enlaces que forman una molécula, éstas se clasifican en:

• Moléculas polaresMoléculas polares.. Tienen no nulo:– Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej:

HCl.– Moléculas angulares, piramidales, .... Ej: H2O,

NH3.

• Moléculas apolaresMoléculas apolares. Tienen nulo:– Moléculas con enlaces apolares. Ej: H2, Cl2. = 0. Ej: CH4, CO2.

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Momentos dipolares.Geometría molecular.

CO2 BF3

CH4 H2O

NH3

• 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

Molécula Estructura Momento dipolar

Hidrógeno H - H 0Cloro Cl - Cl 0Cloruro de hidrógeno H - Cl 1.08Bromuro de hidrógeno H - Br 0.82Monóxido de carbono C O 0.11Dióxido de carbono O C O 0

Agua O H H 1.85

Molécula Estructura Momento dipolar

Sulfuro de hidrógeno S H H 0.97

Cianuro de hidrógeno H – C N 2.98Amoniaco N

H H H

1.47

Trifluoruro de boro F

BF F

0

FORMULA GEOMETRIAMOLECULAR

MOMENTODIPOLAR

AX Lineal Puede no sercero

AX2 Lineal Cero

Angular Puede no sercero

AX3 Trigonal plana Cero

Pirámidetrigonal

Puede no sercero

Forma de T Puede no sercero

FORMULA GEOMETRIAMOLECULAR

MOMENTODIPOLAR

AX4 Tetraedrica Cero

Planacuadrada

Cero

Tetraedricadistorsionada

Puede no sercero

AX5 Bipirámidetrigonal

Cero

Pirámidecuadrada

Puede no sercero

AX6 Octaedrica Cero

- 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)Teoría del Enlace de Valencia (TEV)

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Hibridación de orbitales atómicos.

• Se formulo para explicar la geometría de la moléculas (ángulos y distancia) y la covalencia de ciertos átomos

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.

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.

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Tipos de orbitales híbridos.

Imágenes: © Ed Santillana. Química 2º de Bachillerato

Ejemplos

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

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

BeF2

9F: 1s2 2s2 2px2py

2pz1

• Los electrones del orbital pz de los 2 átomos de Flúor se aparean con los nuevos orbitales sp del átomo central Berilio

BeF2

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

BF3

5B: 1s2 2s22px1

• Los átomos de F que se acercan, hacen que el B pase primero al estado excitado:

1s2 2s2 1s2 2s12px12py

1

• Posteriormente 2s, 2px y 2py se hibridan:

BF3

1s2 2s12px12py

1

1s2 (sp2)1(sp2)1(sp2)1

9F: 1s2 2s2 2px2py

2pz1

• Los electrones del orbital pz de los 3 átomos de Flúor se aparean con los nuevos orbitales sp2 del átomo central Boro

BCl3

120º

Hibridación sp3

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

Hibridación 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

CH4

6C: 1s2 2s22px12py

1

• Los átomos de H que se acercan, hacen que el C pase primero al estado excitado:

1s2 2s2 1s2 2s12px12py

12pz1

CH4

• Posteriormente 2s, 2px , 2py y 2pz se hibridan:

1s2 2s12px12py

12pz1

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

Hibridación sp3

Orbitales sp3

Orbitales híbridosOrbitales híbridos

CH4

Resumen

Hibridación Geometría Ángulo

sp Lineal 180º

sp2 Triangular 120º

sp3 Tetraédrica 109.5º

¿orbitales d?

Las más comunes

sp3d

• Bipirámide triangular

sp3d2

• Octaédrica

Resumen

Hibridación Geometría Dibujito

sp Lineal

sp2 Triangular

sp3 Tetraédrica

sp3d Bipiramidal triangular

sp3d2 Octaédrica

NH3

• ¿Ángulos de 109.5º?

H2O

• ¿Ángulos de 109.5º?

Problemas

3. Prediga la hibridación del átomo central para las siguientes moléculas:

BeCl2, CCl4, BF3

Problemas

8. ¿Qué orbitales híbridos presentan las siguientes geometrías?

a) Octaédrica.

b) Tetraédrica.

c) Triangular.

d) Lineal.

1) SO3 6) ClF3

2) C2H2 7) CO2

3) H2O 8) H3O+

4) SF4 9) XeF4

5) NH3 10) H2SO4

Ejercicios

Determinar la estructura molecular empleando el modelo RPECV de:

SO3

trigonal plana

C2H2

lineal

H2O

angular

SF4

(bipiramide trigonal truncada)balancin

NH3

piramidal

Respuestas

ClF3

forma de T

CO2

lineal

H3O+

piramidal

XeF4

cuadrado plano

H2SO4

tetraedrica

Respuestas