geometría molecular

Geometría molecular

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 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:– Las que tienen pares de electrones libres en el átomo central– Las que no tienen pares de electrones libres en el átomo central

O = O - O O - O = O


BeCl2 BF3 CH4 PCl5 SF6

2 pares de e- de enlace





180º 120º 109.5º 90 y 120º 90º

Lineal Triangular plana

Tetraédrica Bipirámide trigonal

Octaédrica

Moléculas sin pares de electrones libres

Cl Be Cl

F B F F

H H C H H

Cl P

Cl Cl

Cl Cl

F S F

F F

F F


SnCl2 PE=2PL=1

Triangular plana

Angular ángulo menor

120º

NH3 PE=3PL=1

tetraédrica Pirámide trigonal

107º

H2O PE=2PL=2

tetraédrica Angular105º

Moléculas con pares de electrones libres (PL) y pares de electrones de enlace (PE)

Cl Sn Cl

H N H

H

H O H


SF4 PE=4PL=1

Bipirámide trigonal

Balancín

ClF3 PE=3PL=2


Forma de T

I3- PE=2PL=3


Lineal

BrF5 PE=5PL=1

Octaédrica Pirámide cuadrada

XeF4 PE=4PL=2

Octaédrica Plano cuadrada

F Br F F

F F

I I I

F Xe F F F

F S F F F

F Cl F

F


• Pasos para la aplicación del modelo RPECV1. Se escribe la estructura de Lewis y se consideran sólo los

pares de electrones alrededor del átomo central2. Se cuenta el número de pares de electrones que rodean al

átomo central3. Se predice la distribución global de los pares de

electrones y luego se predice la geometría de la molécula4. 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


Momentos dipolo• La medida cuantitativa de la polaridad de un

enlace viene dada por su momento dipolo (μ): μ = Q · rDonde• Q : magnitud de la carga ( siempre valor positivo)• r : distancia entre las cargas • Unidades: • 1 D = 3.33·10-30 C·m


• 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• La geometría de la molécula

– El μ viene dado por la suma vectorial de los μ de cada enlace en la molécula


• EjemplosNH3 CO2

H2O CH4

= 1.47 D

= 1.85 D

= 0 D

= 0 D


Teoría del enlace de valencia• Visión mecánico cuántica• Los enlaces se forman por el traslape de dos orbitales atómicos

(dos orbitales comparten una región común del espacio)• El enlace se forma cuando la energía potencial del sistema

alcanza un valor mínimo (punto de máxima estabilidad)


• Hibridación de los orbitales atómicos para formar enlaces covalentes– Orbitales híbridos

• Son orbitales atómicos que se obtienen cuando dos o más orbitales no equivalentes del mismo átomo se combinan preparándose para la formación del enlace covalente

– Tipos de hibridaciones• hibridación sp3

• hibridación sp2

• hibridación sp3d• hibridación sp3d2


Hibridación sp3

CH4 C 1s2 2s2p2Promoción hibridación

1 orbital s 3 orbitales p4 orbitales sp3

(distribución tetraédrica)

NH3 H2O


1 orbital s 2 orbitales p 3 orbitales sp2

(distribución triangular plana)

BF3

B 1s2 2s2p1

Promoción hibridación

Hibridación sp2


BeF2

Be 1s2 2s2

Hibridación de orbitales

F 1s2 2s2p5

promoción

Hibridación sp


1 orbital s 1 orbital p

Orbitales p

Orbitales sp híbridosBe

2 orbitales sp (distribución lineal)


1 orbital s + 3 orbitales p + 1 orbital d

1 orbital s + 3 orbitales p + 2 orbital d 6 orbitales sp3d2

(distribución octaédrica)

PCl5, SF4, ClF3, I3-

BrF5, SF6, XeF4

5 orbitales sp3d (distribución bipirámide trigonal)

Hibridación sp3d

Hibridación sp3d2


• Pasos a seguir para la hibridación de orbitales atómicos1. Dibujar la estructura de Lewis de la molécula2. A partir del número de pares de electrones (tanto libres

como enlazantes) que rodean al átomo central, deducir el tipo de hibridación

3. Los ángulos que forman los orbitales híbridos en la molécula coinciden con los ángulos entre los pares de electrones en el modelo de RPECV

Ejemplo: NH3

H N H

H

4 orbitales híbridos hibridación sp3

Distribución tetraédrica, geometría piramidal


Etileno CH2=CH2 Promoción hibridación

Hibridación en moléculas que contienen dobles y triples enlaces


Enlace Enlace

• Se dan dos tipos de enlaces covalentes– enlaces sigma (s) : enlaces formados por la unión de los

núcleos de los átomos enlazados– enlaces pi (p) : enlaces formados por la unión lateral de los

orbitales con la densidad electrónica concentrada arriba y abajo del plano que forman los núcleos de los átomos enlazados


Diferencias entre modelo RPECV y modelo de EV

RPECV EV No se tienen en cuenta

los cambios energéticos en la formación del enlace.

Una molécula estable se forma a partir de la reacción de los átomos cuando Energía potencial ha diminuido al máximo.

Analiza todos los enlaces covalentes por igual y no ofrece explicación entre las diferencias entre los enlaces covalentes

Debido a que los orbitales implicados no son siempre del mismo tipo, las energías de enlace y las longitudes de enlace son distintas en diferentes compuesto


Teoría de los orbitales moleculares• La molécula es un ente único donde los electrones

ocupan regiones del espacio delimitadas por los llamados orbitales moleculares

• Las combinaciones de dos orbitales atómicos dan lugar a dos orbitales moleculares:– enlazante : la densidad electrónica es máxima– antienlazante : la densidad electrónica es nula

• Orden de enlace : magnitud que da información acerca de la fuerza con la que están enlazados los átomos en una molécula

OE = 1/2( nºe- en OM enlazantes - nºe- en OM antienlazantes)


Orbital enlazante

Orbital antienlazante

Geometría molecularDiagrama para moléculas diátomicas del 2º período: (Li2, B2, C2, N2) O2, F2


Diagrama para un compuesto heteroatómico

geometría molecular

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