geometrÍa molecular · geometría molecular también es lineal, y el ángulo de enlace o—c—o...

GEOMETRÍA MOLECULAR

FORMAS MOLECULARES • Anteriormente utilizamos las estructuras de Lewis para explicar

las fórmulas de los compuestos covalentes. Sin embargo, estas estructuras no indican las formas de las moléculas; sólo muestran el número y tipos de enlaces entre los átomos.

• La geometría molecular estudia la distribución espacial de los átomos en la molécula.

• Por ejemplo, la estructura de Lewis del CCl4 solo nos indica que cuatro átomos de Cl están unidos a un átomo de C central

FORMAS MOLECULARES

• La forma general de una molécula está determinada por sus ángulos de enlace, los ángulos están formados por las líneas que unen los núcleos de los átomos de la molécula.

• Los ángulos de enlace de una molécula, junto con las longitudes de enlace, definen con exactitud la forma y el tamaño de la molécula.

• En el caso del CCl4, los ángulos de enlace se definen como los ángulos entre los enlaces C—Cl.

• Las moléculas (y iones) que tienen un solo átomo central enlazado a dos o mas átomos del mismo tipo tienen la formula general ABn.

FORMAS MOLECULARES

Formas de moléculas AB2 y AB3

Las moléculas AB2 pueden ser lineal (ángulo de enlace = 180°) o angular (ángulo de enlace diferente de 180°).

Tres posibles formas de las

moléculas AB3

Las moléculas tienen la fórmula general ABn en la que el átomo central A está

enlazado a n átomos B.

FORMAS MOLECULARES

Para las moléculas cuya fórmula tiene la forma general ABn hay cinco formas fundamentales

FORMAS MOLECULARES Es posible obtener otras formas moleculares eliminando los átomos de los vértices de las formas básicas. Cuando A es un elemento representativo (uno de los elementos de los bloques s o p de la tabla periódica), podemos usar el modelo de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (RPECV) para poder predecir las formas de las moléculas.

EL MODELO RPECV Repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia

• Es el principal modelo de geometría molecular empleada internacionalmente.

• Existen diferentes tipos de estructura molecular: – Estructura angular

– Estructura lineal

– Estructura trigonal piramidal

– Estructura tetraédrica

– Estructura trigonal plana

Estructura angular

• Dos enlaces compartidos

• Dos pares de electrones no compartidos

• Angulo de 104,5°

Ejemplo el agua.

Estructura lineal

• Dos enlaces compartidos

• Cero pares de electrones no compartidos

• Ángulos de 180°

Ejemplo:

Hidruro de Berilio

Estructura Trigonal Piramidal

• Tres enlaces compartidos

• Un par de electrones no compartidos

• Ángulo menor a 109,4°

Ejemplo:

Amoniaco

Estructura Tetraédrica

• Cuatro enlaces compartidos

• Ángulos de 109,4°

Ejemplo:

Metano CH4

Estructura Trigonal Plana

• Tres enlaces compartidos

• Ángulos de 120°

Ejemplo:

Trioxido de azufre SO3

Trifluoruro de boro BF3

EL MODELO RPECV

Repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia

EL MODELO RPECV

Repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia • Imagine que ata dos globos por sus extremos.

• Los globos naturalmente se orientan de tal forma que apuntan en direcciones

opuestas.

• Si agregamos un tercer globo, éstos se orientan hacia los vértices de un

triángulo equilátero.

• Si agregamos un cuarto globo, adoptan una figura tetraédrica.

EL MODELO RPECV

• De cierto modo, los electrones de las moléculas se comportan como los globos de la figura.

• Un solo enlace covalente se forma entre dos átomos cuando un par de electrones ocupa el espacio entre los átomos.

• Por lo tanto, un par enlazante de electrones define una región en la que es más probable encontrar a los electrones.

• Nos referiremos a estas regiones como el dominio de electrones.

• Asimismo, un par no enlazante (o par solitario) de electrones define un dominio

de electrones que se localiza principalmente en un átomo.

EL MODELO RPECV • Por ejemplo, la estructura de Lewis del NH3 tiene cuatro dominios de

electrones alrededor del átomo central de nitrógeno (tres pares enlazantes y

uno no enlazante):

Cada enlace múltiple de una molécula también constituye un solo dominio de

electrones. Por lo tanto, la siguiente estructura para el O3 tiene tres

dominios de electrones alrededor del átomo central de oxígeno (un enlace

sencillo, un enlace doble y un par de electrones no enlazantes)

EL MODELO RPECV

• Como los globos de la figura, los dominios de electrones intentan alejarse unos de otros.

• El mejor arreglo de un número dado de los dominios de electrones es aquél que disminuye al mínimo las repulsiones entre ellos.

• De hecho, la analogía entre los dominios de electrones y los globos es tan parecida que en ambos casos encontramos las mismas geometrías preferidas

El modelo RPECV se basa en la idea de que los dominios de electrones tienen carga negativa y que, por lo tanto, se repelen entre sí.

EL MODELO RPECV

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

EL MODELO RPECV

• El arreglo de los dominios de electrones alrededor del átomo central de una molécula o ion ABn se conoce como geometría de los dominios de electrones.

• En contraste, la geometría molecular es el arreglo (o disposición) de sólo los átomos en una molécula o ion; los pares no enlazantes no forman parte de la descripción de la geometría molecular.

• En el modelo RPECV, predecimos la geometría de los dominios de electrones.

• Si sabemos cuántos dominios existen debido a los pares no enlazantes, podemos entonces predecir la geometría molecular de una molécula o ion a partir de su geometría de los dominios de electrones.

EL MODELO RPECV

Pasos a seguir para utilizar el modelo RPECV para predecir las formas de moléculas o iones:

1 . Represente la estructura de Lewis de la molécula o ion, y cuente el número

total de dominios de electrones alrededor del átomo central.

Cada par de electrones no enlazantes, cada enlace sencillo, cada enlace doble y

cada enlace triple cuenta como un dominio de electrones

2. Determine la geometría de dominios de electrones acomodando los

dominios de electrones alrededor del átomo central, de tal forma que las

repulsiones entre ellos se disminuyan al mínimo

EL MODELO RPECV

Pasos a seguir para utilizar el modelo RPECV para predecir las formas de moléculas o iones:

3. Utilice el arreglo de los átomos enlazados para determinar la

geometría molecular

EL MODELO RPECV

• Primero dibujamos su estructura de Lewis, la cual revela dos dominios de electrones (dos enlaces dobles) alrededor del carbono central:

Apliquemos estos pasos para determinar la forma de la molécula de CO2

Como ninguno de los dominios es un par de electrones no enlazante, la geometría molecular también es lineal, y el ángulo de enlace O—C—O es de 180°.

Los dos dominios de electrones se acomodarán entre sí para formar una geometría lineal de dominios de electrones .

EL MODELO RPECV

• La siguiente tabla resume las posibles geometrías moleculares cuando una molécula ABn tiene cuatro o menos dominios de electrones alrededor de A.

• Estas geometrías son importantes, ya que incluyen todas las formas que comúnmente encontramos en las moléculas o iones que cumplen con la regla del octeto

EL MODELO RPECV

Polaridad Fuerzas intermoleculares

Propiedades de los líquidos

Polaridad • La polaridad de un enlace es una medida de qué tan

equitativamente se comparten los electrones de un enlace entre los dos átomos que se unen: a medida que aumenta la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos, aumenta también la polaridad del enlace.

• Los dipolos de enlace y los momentos dipolares son

cantidades vectoriales; es decir, tienen tanto magnitud como dirección. El momento dipolar global de una molécula poliatómica es la suma de sus dipolos de enlace. En esta suma de vectores debemos considerar tanto las magnitudes como las direcciones de los dipolos de enlace.

Momento dipolar ()

Es un vector que depende de la diferencia de electronegatividad de los átomos.

La punta de flecha se dirige hacia el átomo con “–”.

Cada enlace polar tiene un , pero la molécula será polar sólo si la suma de los momentos dipolares no se anula.

Así el H2O y el NH3 tienen neto 0, mientras que moléculas como el CO2 o el CH4 tienen

neto = 0 y son apolares.

POLARIDAD

• 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 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

H Cl

Carga postiva pequeña

Menor electronegatividad Carga negativa pequeña

Mayor electronegatividad

POLARIDAD

• 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

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

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.

Enlace Covalente No Polar

Los enlaces covalentes y las moléculas unidas por ellos pueden ser:

No polares (Apolares): Se presentan cuando el par o pares de electrones son compartidos por átomos iguales (igual electronegatividad), entonces el par o pares de electrones compartidos son igualmente atraídos por ambos átomos y los electrones están a igual distancia de ambos átomos. Existe una distribución simétrica de los electrones.

H-H

Enlace Covalente Polar

Polares: Se presentan cuando el par o pares de electrones son compartidos por átomos diferentes (distinta electronegatividad), entonces el átomo más electronegativo atrae hacia sí con mayor intensidad los electrones compartidos, produciéndose cierta asimetría en la distribución de las cargas en la molécula formada, que posee un polo + y uno -, constituye un dipolo eléctrico.

H Cl H Cl

El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado con la

diferencia de electronegatividad de los átomos unidos.

Electronegatividad y polaridad de enlace

La electronegatividad se utiliza para estimar si un enlace dado será covalente no polar, covalente polar o iónico. La electronegatividad se define como la capacidad de un átomo en una molécula de atraer electrones hacia él. A mayor electronegatividad de un átomo, mayor será su capacidad de atraer electrones hacia él. Podemos utilizar la diferencia de electronegatividad entre dos átomos para medir la polaridad del enlace entre ellos.

ELECTRONEGATIVIDAD

CO2

• Geometría de dominios de electrones: lineal

• Geometría molecular: lineal

• Distribución de carga: Simétrica

• Polaridad : No polar

AlF3 • Geometría de dominios de

electrones: trigonal plana

• Geometría molecular: trigonal plana

• Distribución de carga: simétrica

• Polaridad : apolar

SO2

• Geometría de dominios de electrones: trigonal plana.

• Geometría molecular: angular (aproximadamente 120°)

• Distribución de carga: Asimétrica sobre el átomo central

• Polaridad : Polar

SiH4

• Geometría de dominios de electrones: tetraédrica

• Geometría molecular: tetraédrica

• Distribución de carga: simétrica sobre el átomo central

• Polaridad : no polar

NH3

• Geometría de dominios de electrones: tetraedrica

• Geometría molecular: pirámide trigonal

• Distribución de carga: asimétrica sobre el átomo central

• Polaridad : polar

H2O • Geometría de dominios de electrones:

tetraédrica

• Geometría molecular: angular (aproximadamente 108°)

• Distribución de carga: Asimétrica sobre el átomo de oxigeno central

• Polaridad : Polar

AsF5

• Geometría de dominios de electrones: bipiramide trigonal

• Geometría molecular: bipiramide trigonal

• Distribución de carga: simétrica sobre átomo central

• Polaridad : no polar

XeCl2

• Geometría de dominios de electrones: bipiramide trigonal

• Geometría molecular: lineal

• Distribución de carga: simétrica sobre átomo central

• Polaridad : no polar

SF6 • Geometría de dominios de electrones:

Octaedro

• Geometría molecular: octaedro

• Distribución de carga: Simétrica sobre átomo central

• Polaridad: No polar

CS2

• Geometría de dominios de electrones: lineal

• Geometría molecular: lineal

• Distribución de carga: Simétrica sobre átomo central

• Polaridad: No polar

CCl4

• Geometría de dominios de electrones: tetraédrica

• Geometría molecular: tetraédrica

• Distribución de carga: simétrica sobre el átomo central

• Polaridad : no polar

BeI2

• Geometría de dominios de electrones: lineal

• Geometría molecular: lineal

• Distribución de carga: Simétrica sobre átomo central

• Polaridad: No polar

PCl5

• Geometría de dominios de electrones: bipiramidal trigonal

• Geometría molecular: bipiramidal trigonal

• Distribución de carga: Simétrica sobre átomo central

• Polaridad: No polar

GeH4

• Geometría de dominios de electrones: tetraédrica

• Geometría molecular: tetraédrica

• Distribución de carga: simétrica sobre el átomo central

• Polaridad : no polar

SCl2

• Geometría de dominios de electrones: tetraédrica

• Geometría molecular: angular

• Distribución de carga: asimétrica sobre el átomo central

• Polaridad : polar

POCl3

• Geometría de dominios de electrones: tetraédrica

• Geometría molecular: tetraédrica

• Distribución de carga: asimétrica sobre el átomo central

• Polaridad : polar

CH2O

• Geometría de dominios de electrones: trigonal plana

• Geometría molecular: trigonal plana

• Distribución de carga: asimétrica sobre el átomo central

• Polaridad : polar

Estados de la materia • Los gases: gran distancia que los separa y por lo tanto no hay

interacción entre las moléculas. – Gran espacio → se comprimen – baja densidad.

• Líquidos – Poco espacio entre las moléculas → no se comprimen y tienen

mayores densidades

• Sólidos – Tienen muy poco espacio entre las moléculas – Son rígidos

FUERZAS INTRAMOLECULARES

Fuerzas atractivas que se dan en el interior de las moléculas y

mantienen unidos a los átomos o a los iones que forman las

sustancias químicas (elementos y compuestos) de manera

estable.

• Enlace Químico. Mantienen juntos a los átomos en una

molécula

• Fuerza de atracción electrostática, mantiene unido a los iones

en estado sólido.

FUERZAS INTERMOLECULARES

• Son fuerzas de atracción entre las moléculas, que permiten mantenerlas unidas.

• Son las responsables de que exista el estado líquido y sólido. Entre las moléculas de un gas no existen fuerzas intermoleculares.

• Responsables de las propiedades macroscópicas de la materia

• Punto de fusión

• Punto de ebullición

• Densidad

• Los puntos de ebullición de las sustancias reflejan la magnitud de las fuerzas intermoleculares que actúan entre ellas. Para que una sustancia pase del estado líquido al estado gaseoso se debe suministrar suficiente energía para superar las fuerzas de atracción entre las moléculas. El mismo principio se aplica al punto de fusión de las sustancias.

• La energía que se requiere para separar moléculas es mucho menor

que la energía para romper un enlace químico.

• Ejemplo:

– Para romper el enlace H-Cl se requieren 431 kJ/mol.

– En cambio, para evaporar el HCL líquido solamente se

requieren 16 kJ/mol.

Las fuerzas intermoleculares determinan algunas de las propiedades

físicas de las sustancias, como su puntos de ebullición y de fusión.

Fuerzas intermoleculares:

Fuerzas intermoleculares

Fuerzas intramoleculares > fuerzas intermoleculares

Evaporar 1mol de agua 41 kJ

Romper dos enlaces O-H de 1 mol de agua se requieren

930 kJ

La existencia de las fuerzas intermoleculares se refleja en la existencia de materia (estados de agregación líquido y sólido).

T I P O S

Puentes de hidrógeno

Fuerzas de Van der Waals

Fuerzas dipolo-dipolo Fuerzas dipolo –

dipolo inducido

Fuerzas de dispersión(Fuerzas

de london)

Moléculas polares Polar - polar No polares

entre entre entre

Fuerzas dipolo-dipolo

• Son fuerzas de atracción entre moléculas polares.

• Estas fuerzas dipolo-dipolo son efectivas sólo cuando las moléculas polares se encuentran muy cerca entre sí.

FUERZAS DIPOLO-DIPOLO

• Las moléculas polares se atraen

cuando el extremo positivo de una de

ellas está cerca del negativo de otra.

• Se establecen atracciones cuya

intensidad depende de la carga de su

dipolo.

En los líquidos, las moléculas están en libertad de moverse,

pueden encontrarse en orientaciones atractivas o repulsivas.

En los sólidos, predominan las atractivas.

- + + -

FUERZAS DIPOLO-DIPOLO

HCl, HBr, HI…

Cuando analizamos varios líquidos, encontramos que en el caso de las moléculas de masa y tamaño aproximadamente iguales, la intensidad de las atracciones intermoleculares aumenta cuando la polaridad aumenta.

Dos moléculas que se atraen entre sí pasan más tiempo cerca una de otra que dos que se repelen

Por lo tanto, el efecto general es una atracción neta

Fuerzas ion-dipolo

• Relaciona la atracción de un ion (catión o anión) y una

molécula polar.

• Las moléculas polares son dipolos; tienen un extremo

positivo y uno negativo

• La intensidad de esta interacción depende de la carga y el

tamaño del ion y el tamaño de la molécula.

Fuerzas ion-dipolo

• Los iones Na+ y Cl- se rodean por moléculas de agua.

NaCl(s) + H2O → NaCl(ac)

Fuerzas ion-dipolo • Por ejemplo, el HCl es una molécula polar, debido a que las

electronegatividades de los átomos de H y de Cl difieren.

• Los iones positivos son atraídos hacia el extremo negativo de un dipolo, mientras que los iones negativos son atraídos hacia el extremo positivo

Atracciones ion-dipolo. Ilustración de las orientaciones preferidas de las moléculas polares con respecto a los iones. El extremo negativo de los dipolos se orienta hacia un catión (a), y el extremo positivo de los dipolos se orienta hacia un anión (b)

Se presenta, básicamente, entre moléculas no polares (únicas fuerzas en las no polares).

Al acercarse dos moléculas se origina una distorsión de la nube de electrones en ambas, generándose dipolos transitorios.

La intensidad de la fuerza depende de la cantidad de e- de la molécula.

Se habla de un Dipolo inducido – Dipolo inducido

A MAYOR CANTIDAD DE ELECTRONES EN LA

MOLÉCULA

MAYOR POLARIZABILIDAD DE LA MOLÉCULA

(La facilidad con que la distribución de Electrones de una molécula se distorsiona)

MAYOR FUERZA DE

LONDON

Fuerzas de dispersión (Fuerzas de London)

(Fuerzas de London)

Los dipolos inducidos se deben a las fluctuaciones de los

electrones de una zona a otra de la molécula, siendo más

fáciles de formar cuanto más grande sea la molécula: las

fuerzas de London aumentan con la masa molecular.

Fuerzas de dispersión

Fuerzas de London En promedio, la distribución de carga de los átomos de helio es esférica, como muestran las esferas del inciso (a). Sin embargo, en un instante dado, puede haber un arreglo no esférico d e los electrones, como muestran las posiciones d e los electrones (e - ) del inciso (a) y la forma no esférica de la nube de electrones del inciso (b). Las distribuciones de electrones no esféricas producen dipolos momentáneos y permiten atracciones electrostáticas momentáneas entre los átomos, las cuales se conocen como fuerzas d e dispersión de London, o sólo fuerzas d e dispersión

La forma molecular afecta las atracciones intermoleculares. Por ejemplo, el n-pentano y el neopentano tienen la misma formula molecular (C5H12), Las moléculas del n-pentano tienen más contacto entre sí que las moléculas del neopentano. Así, el n-pentano tiene fuerzas de atracción intermoleculares más grandes y, por lo tanto, tiene un punto de ebullición más elevado.

Fuerzas de London

PUENTE DE HIDRÓGENO

• Son un tipo especial de atracción dipolo-dipolo.

• Ocurre en moléculas muy polares que poseen

átomos muy electronegativos (F, O, N) unidos a

hidrógeno.

• Ejemplos: HF; H2O y NH3.

• La unión se establece entre los pares de e- libres

y el átomo de H.

• Son fuerzas intermoleculares muy intensas y

permanentes.

H2O liq.

H2O sól.

PUENTE DE HIDRÓGENO Son más fuertes que las interacciones dipolo - dipolo y que las

fuerzas de dispersión.

La formación de puentes de hidrógeno es la responsable de un

gran número de propiedades físicas o de “anomalías” en el

comportamiento de algunas sustancias, especialmente del H2O.

Fuerzas de este tipo también están presentes en compuestos

como alcoholes, azúcares, ácidos orgánicos, etc., y es la causa de

las relativamente altas temperaturas de fusión y ebullición de

estos compuestos.

Resumen

PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS

Las atracciones intermoleculares pueden ayudamos a comprender muchas propiedades conocidas de los líquidos y sólidos. Dos propiedades importantes de los líquidos: la viscosidad y la tensión superficial

Viscosidad

Algunos líquidos, como la melaza y el aceite para automóviles, fluyen muy lentamente; otros, como el agua y la gasolina, fluyen con facilidad. La resistencia de un líquido a fluir se conoce como viscosidad. Entre más viscoso sea un líquido, fluirá más lentamente.

PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS

• La viscosidad se relaciona con la facilidad con la que las moléculas

individuales del líquido se mueven, unas con respecto a otras.

• Por lo tanto, depende de las fuerzas de atracción entre las moléculas,

y de si existen características estructurales que ocasionen que las

moléculas se enreden (por ejemplo, las moléculas largas podrían

enredarse como el espagueti).

• Por lo tanto, para una serie de compuestos relacionados, la viscosidad

aumenta con el peso molecular

Tensión superficial

• La superficie del agua se comporta casi como si tuviera una piel elástica,

como demuestra la capacidad de ciertos insectos de "caminar" sobre el

agua.

• Este comportamiento se debe al desequilibrio de las fuerzas intermoleculares

en la superficie del líquido.

PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS

Las moléculas en el interior son atraídas por igual en todas direcciones, mientras que las que se encuentran en la superficie experimentan una fuerza neta hacia el interior; esta fuerza resultante jala a las moléculas de la superficie hacia adentro, por lo que se reduce el área superficial y hace que las moléculas de la superficie se junten mas. La tensión superficial es la energía requerida para aumentar el área superficial de un liquido en una unidad de área.

Vista a un nivel molecular de las fuerzas intermoleculares en la superficie y en el interior de un líquido.

PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS