Transcript clase geometria molecular

UNIVERSIDAD PRIVADA
JUAN MEJÍA BACA
Geometría
Molecular
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.
El átomo central
sólo tiene pares de e– 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.
BeF2
BCl3
CH4
Lineal
Triangular
Tetraédrica
4
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
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)
Metano (109,4º)
Amoniaco (107,3º)
– H2O: El O tiene 2 pares de e–
compartidos y 2 sin compartir  Ang.
enl. = 104’5º < 109’5º (tetraédrico)
Agua (104,5º)
7
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. 
122º
116º
122º
– Ang. enl. H–C=C: 122º > 120º (triangular)
– Ang. enl. H–C–H: 116º < 120º (triangular)
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-PE
PNE= Par de no enlace; PE= Par de enlace
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
TABLA DE ESTRUCTURAS MOLECULARES
Total
Enlac
Libres Estruct.
2
2
0
3
3
0
Trian.Plana
BF3
3
2
1
Angular
SnCl2
0
1
2
0
1
2
Tetrahe.
CH4
Trigo.Piramid NH3
Angular
H2O
Trigo.Bipiram PCl5
Tetraed.Irreg TeCl4
Forma de T
ClF3
4
4
4
5
5
5
4
3
2
5
4
3
Lineal
Ejemp.
HgCl2
5
2
3
Lineal
ICl2
6
6
0
Octaedrica
SF6
6
5
1
Cuadrada
IF5
Piramidal
6
4
2
Cuadrada
Plana
BrF4-
RPECV
Lineal
HCl
Pirámide trigonal
NH3
Angular
H2O
Forma de T
F3Cl
triangular
BF3
Plana cuadrada
Xe F4
Bipirámide
TETRAEDRICA CH4 pentagonal I F7
Octaédrica S F6
piramide cuadrada BF5
bipirámide trigonal PCl 5
Geometría Molecular
Geometría Nº pares
Nº pares de los pares de ede ede ede enlace
Nº pares
de ede no enlace
Geometría
molecular
Ejemplo
Geometría Molecular
Geometría Nº pares
Nº pares de los pares de ede ede ede enlace
Nº pares
de ede no enlace
Geometría
molecular
Ejemplo
Geometría Molecular
Geometría Nº pares
Nº pares de los pares de ede ede ede enlace
Nº pares
de ede no enlace
Geometría
molecular
Ejemplo
Geometría Molecular
Geometría Nº pares
Nº pares de los pares de ede ede ede enlace
Nº pares
de ede no enlace
Geometría
molecular
Ejemplo
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
 
H F
Enlaces covalentes no polares
H-H
H
F
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 bonds
H
Carga postiva pequeña
Menor electronegatividad
Cl
Carga negativa pequeña
Mayor electronegatividad
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
CO2
H 2O
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.
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.
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).
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.
25
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
Hidrógeno
Cloro
Cloruro de hidrógeno
Bromuro de hidrógeno
Monóxido de carbono
Dióxido de carbono
Agua
H-H
Cl - Cl
H - Cl
H - Br
CO
OCO
O
H
H
Momento
dipolar
0
0
1.08
0.82
0.11
0
1.85
Molécula
Estructura
Momento
dipolar
S
Sulfuro de hidrógeno
Cianuro de hidrógeno
Amoniaco
H
H 0.97
H – C  N 2.98
N
1.47
H
H
H
Trifluoruro de boro
F
F
B
0
F
FORMULA
AX
GEOMETRIA
MOLECULAR
Lineal
AX2
Lineal
MOMENTO
DIPOLAR
Puede no ser
cero
Cero
Angular
AX3
Puede no ser
cero
Trigonal plana Cero
Pirámide
trigonal
Forma de T
Puede no ser
cero
Puede no ser
cero
FORMULA
AX4
AX5
AX6
GEOMETRIA
MOLECULAR
Tetraedrica
MOMENTO
DIPOLAR
Cero
Plana
cuadrada
Tetraedrica
distorsionada
Bipirámide
trigonal
Pirámide
cuadrada
Octaedrica
Cero
Puede no ser
cero
Cero
Puede no ser
cero
Cero
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.
32
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.
35
Tipos de orbitales híbridos.
Ejemplos
Imágenes: © Ed Santillana. Química 2º de Bachillerato
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
2 2s2
Be:
1s
4
• 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
2 2s2 2p 2p 2p 1
F:
1s
9
x y z
• 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
2 2s22p 1
B:
1s
5
x
• 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:
BF3
1s2 2s12px12py1
 1s2 (sp2)1(sp2)1(sp2)1
2 2s2 2p 2p 2p 1
F:
1s
9
x y z
• 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
2 2s22p 12p 1
C:
1s
6
x
y
• Los átomos de H que se acercan,
hacen que el C pase primero al
estado excitado:
1s2 2s2  1s2 2s12px12py12pz1
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
Hibridación sp3
Orbitales híbridos
Orbitales
sp3
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
sp
Lineal
sp2
Triangular
sp3
Tetraédrica
sp3d
Bipiramidal
triangular
sp3d2
Octaédrica
Dibujito
NH3
• ¿Ángulos de 109.5º?
H2 O
• ¿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)
b)
c)
d)
Octaédrica.
Tetraédrica.
Triangular.
Lineal.
Ejercicios
Determinar la estructura molecular empleando el modelo RPECV de:
1) SO3
6) ClF3
2) C2H2
7) CO2
3) H2O
8) H3O+
4) SF4
9) XeF4
5) NH3
10) H2SO4
Respuestas
SO3
C2H2
H2O
trigonal plana
lineal
angular
SF4
NH3
(bipiramide trigonal truncada)
balancin
piramidal
Respuestas
ClF3
CO2
H3O+
forma de T
lineal
piramidal
XeF4
H2SO4
cuadrado plano
tetraedrica