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Geometría molecular y teorías de enlaces
La teoría de Lëwis nos ayudan a entender la composición de las moléculas y la distribución de suselectrones, pero no la forma molecular tridimensional de las mismas. La Teoría de repulsión de paresElectrónicos de la Capa de Valencia (TRPECV), se encarga de ello. Es decir nos muestra la disposiciónespacial de los átomos (en forma tridimensional) de las moléculas.
El ejemplo anterior muestra la estructura de Lëwis de la molécula CCl4 (tetracloruro de carbono) y suforma geométrica o geometría molecular tridimensional, que es un tetraedro.
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Ejemplo de moléculas no-lineales (planas)
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Ejemplo de moléculas lineales y no lineales
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Ejemplo de moléculas con diferente distribución, lineal, angular, trigonal plana, etc.
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Polaridad de las moléculas
La polaridad de un enlace es una medida de que tan equitativo se comparten los electrones en un enlace, esto se relaciona con la polaridad de los enlaces y los momentos dipolares.
El momento dipolar µ depende tanto de las palaridades de los enlaces individuales, como de la
geometría de las moléculas. El momento dipolar µ se define en Debye.
µ=o, no polar
C
H
H H
Cl
µ>o, Polar
O
HH
µ>o, Polar
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Ax; x=2,3,4,5,6,Acomodo de dominios electrónicos
Geometría Angulos de enlace (º)
Geometrías de acuerdo al numero de electrones
AX2
AX3
AX4
AX5
AX6
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Pares de electrones
Pare de electrones de enlace
Geometría Molecular EjemploPares de
electrones de no-enlace
Geometría de los pares
de enlace
Geometría, pares de electrones de enlace, no enlace y ejemplos
AX2
AX3
AX4
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Pares de electrones
Pares de electrones de enlace
Geometría Molecular EjemploPares de
electrones de no-enlace
Geometría de los pares
de enlace
Geometría, pares de electrones de enlace, no enlace y ejemplos
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Estructura de la Materia, FQ UNAM Semestre 2013-II, Grupo 21
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Molécual de H2 Molécula de Cl2
Enlaces covalentes y translape de orbitales, para generar HIBRIDACIONES
Molécula de HCl
Hibridación SS Hibridación SP Hibridación PP
Molécula de BeF2
4Be; 1s2 2s29F; 1s2 2s2 2p5
2s 2p 2s 2p 1s
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Translape de un orbital s y un orbital p
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Hibridación SP3 para el metano, CH4
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Tipo Orbitales
Geometría Molecular Ejemplo
TipoHibridación
Arreglos geométricos de orbitales híbridos
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Hibridación para enlaces múltiples (translape de orbitales p)
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Teoría de orbitales moleculares
Combinación de orbitales atómicos (OA) 1s del átomo de H, para formar dos orbitales moleculares (OM)
de la molécula de H2. Como se observa en la figura, en la parte de abajo se forman el OM de enlace σ1s, y
en la parte de arriba los OM de antienlace σ*1s, separado por un nodo.
La densidad electrónica en los OM de antienlace, se encuentra menos distribuida; mientras que en los OM de enlace esta mayormente distribuida. En los OM de enlace, es donde se forma el enlace las moléculas.
Para conocer el orden de enlace de la moléculas:
Orden de enlace= ½(Numeros de electrones de enlace – numero de electrones de antienlace)
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Diagrama de enrgía de orbitales molecularespara la formación de las moléculas de H2 y He2
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Diagrama de enrgía de orbitales molecularespara la formación de la moléculas de Li2
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OM de orbitalea atómicos 2p
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Ejemplo de moléculas lineales
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Ejemplo de moléculas lineales
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Orbitales moleculares y magnetismo
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N(7); 1s2 2s2 2p3
5e, valencia
10e, valencia
Orden de enlace=3, es decir la molécula de N2
presenta un triple enlace.
Con base al diagrama de energía de OM se observa que los 6
electrones de valencia del N2 forman un triple enlace, uno de tipo
σ2pz y dos de tipo π2px y π2py. Este triple enlace es simétrico con
respecto al eje inter-nuclear N-N donde se forma una nube de carga
electrónica en forma de cilindro alrededor del eje de enlace.
La separación HOMO-LUMO se relaciona con la energía mínima
requerida para excitar un electrón de la molécula.
HOMO Highest Occupied Molecular Orbital; Orbital molecular más alto
ocupado
LUMO Lowest Unoccupied Molecular Orbital; Orbital molecular mas
bajo desocupado
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Las sustancias incoloras o blancas tienen una separación
HOMO-LUMO muy grande (mayor a 5 eV), tan grande que la
luz UV no tiene la energía suficiente para excitar un electrón
(LUMO) y hacerlo pasar al nivel más alto (LUMO).
La energía mínima requerida para excitar un electrón de la molécula
N2 corresponde a la luz con longitud de onda ( ) menor que 200 nm,
la cual está en la región UV del espectro. Por lo tanto N2 no absorbe
luz VIS y es incoloro.
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dC-C= 1.401 Å BOC-C = 1.3830
qM = -0.033 e
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