Unidad VII Geometría Molecular y teoría de Enlace

Prof. Judith Almánzar Ciencias Básicas

Geometría Molecular

Se refiere a la disposición tridimensional de los átomos de una molécula. La geometría de una molécula afecta sus propiedades físicas y químicas, por ejemplo el punto de fusión, el punto de ebullición, la densidad entre otras. La capa de valencia contiene los electrones que generalmente están implicados en el enlace. El par enlazante es el responsable de mantener dos átomos juntos, . Así, el par no enlazante, no participa en los enlaces, ni se encuentra compartido con otros átomos

Las regiones espaciales que ocupan los electrones se llaman dominios, en general, cada par no enlazante, enlace sencillo o enlace múltiple produce un dominio de electrones alrededor del átomo central.

La molécula de CO2 tiene 2 dominios alrededor del átomo central

La molécula de BF3 tiene 3 dominios alrededor del átomo central.

La molécula de SO2 tiene 3 dominios alrededor del átomo central.

Modelo de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV)

El modelo de repulsión esta basado en la idea de que los dominios de electrones tienen carga negativa lo que provoca repulsión entre ellos. El mejor arreglo de un número dado de dominios es aquel que disminuye al mínimo la repulsiones entre ellos. El arreglo de los dominios de electrones se conoce como geometría de los dominios de electrones. Si sabemos cuantos dominios existen podemos predecir la geometría molecular en una molécula o ión.

Pasos para la predicción de la geometría molecular 1. Represente la estructura de Lewis de la molécula o

ión y cuente el número total de dominios alrededor del átomo central.

2. Determinar el número pares de electrones que rodean el átomo central.

3. Utilizar el arreglo de los átomos enlazados para determinar la geometría molecular.

Para predecir la geometría se pueden dividir las

moléculas en dos categorías dependiendo de la presencia o ausencia de pares electrónicos libres en el átomo central.

Moléculas en la que el átomo central no tiene electrones libres

Se consideraran las moléculas solo átomos de dos elementos A y B donde A es el átomo central. Estas moléculas tienen la fórmula general ABx donde x es un entero entre 2 y 6. Se estudiará la geometría de las moléculas AB2 , AB3 , AB4, AB5 , AB6

AB2 (dos dominios enlazantes en torno al átomo central)

Los átomos de flúor se unen en la misma dirección que los pares de electrones . Este modelo es lineal porque los átomos tienen una disposición de línea recta.

El modelo RPECV también se aplica a moléculas con en enlace múltiple, cada enlace se analiza como si fuera un solo par de electrones.

La geometría del CO2 es lineal

AB3 (tres dominios enlazantes en torno al átomo central) . Se denomina arreglo trigonal plano, el átomo central tiene tres pares de electrones a su alrededor.

Los tres átomos terminales están en los vértices de un triángulo equilátero

AB4 ( Cuatro dominios enlazantes en torno al átomo central). La geometría es tetraédrica, el átomo central se localiza en el centro del tetraedro y los otros cuatro átomos están en los vértices.

AB5 ( Cinco dominios enlazantes en torno al átomo central) La geometría es bipiramidal trigonal. Una bipirámide trigonal se forma al unir por la base triangular común a dos tetraedros.

AB6 ( Seis dominios enlazantes alrededor del átomo central). Tiene una geometría octaédrica que se forma uniendo por la base dos pirámides de base cuadrada.

Moléculas en la que el átomo central tiene uno o más pares de electrones libres

En estas moléculas hay tres tipos de fuerzas de repulsión: entre pares enlazantes, entre pares libres y entre un par enlazante y uno libre. Los electrones enlazados tienen menor distribución espacial que los pares libres por estar siendo atraídos por dos núcleos, a diferencia de los pares solitarios que solo son atraídos por un solo núcleo. Para identificar el número total de pares enlazantes y pares libres se designará la molécula del tipo ABxEy

ABxEy A es el átomo central B átomo de los alrededores E par no enlazante x=2,..3 Y y = 1, 2… AB2E: (Dos dominios enlazantes y un par libre). Recordar que los enlaces dobles se tratan como sencillos. La distribución de los pares es trigonal plana, pero debido a que uno de los pares de electrones es un par libre tiene forma angular.

Debido a que la repulsión del para libre contra el par enlazante es mayor que la repulsión par enlazante contra par enlazante ,a diferencia de la trigonal plana el ángulo es menor de 120

AB3E ( Tres dominios enlazantes y un par libre). Esta estructura es piramidal trigonal, debido al que par libre repele con más fuerza a los pares enlazantes, los tres pares enlazantes se acercan .

AB2E2 ( Dos pares enlazantes y dos pares libres). Los pares libres tienden a alejarse entre sí lo más posible. El ángulo es menor de 107 por lo que la geometría es angular.

AB4E ( El átomo central tiene 5 pares de electrones , uno de los pares es libre. La geometría de la molécula o ión es tetraédrica distorsionada. La geometría de las moléculas o iones puede variar mucho dependiendo de la posición de los pares de electrones vecinos por lo que existen muchas otras formas geométricas no descritas todavía.

Problemas Utilice el modelo RPECV para predecir la geometría de las moléculas e iones siguientes

1-CCl4

2.BeCl2

3.SF6

4.AsH3

5.0F2

Polaridad de las moléculas

Es una propiedad de las moléculas que representa la separación eléctrica en la misma. Al formarse una molécula el par de electrones tiende a desplazarse hacia el átomo que tiene mayor electronegatividad. El enlace es más polar cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad.

∆En HCl = 3.16-2.10=1.06

Momento dipolar (µ)

Es el producto de la carga Q por la distancia r entre las cargas. Q se refiere a la magnitud de la carga y no a su signo, por lo que µ siempre es positiva. El tamaño del dipolo se produce cuando dos cargas de igual magnitud pero de signo contrario están separadas una distancia r. µ= Q x r µ se expresa en Debye (D) 1D=3.336 x 10-30 C.m

Las moléculas diatómicas con átomos de un mismo elemento son moléculas no polares, por lo que no presentan momento dipolar. Las moléculas diatómicas con átomos de elementos diferentes tienen momento dipolar.

Momentos dipolares de moléculas poliatómicas

El momento dipolar de una molécula formada por tres ó más átomos está determinado tanto por la polaridad de sus enlaces como por su geometría. El momento dipolar es igual a la suma vectorial de los momentos de enlace, la dirección del vector siempre es hacia el átomo de mayor electronegatividad. Dos dipolos de enlace de igual magnitud pero en dirección opuesta se cancelan entre sí.

El momento dipolar neto del CO2 es cero

Las moléculas del tipo ABn (en la que todos los átomos B son idénticos) y donde todos los enlaces A__B están dirigidos en forma simétrica alrededor del átomo central como es el caso de la lineal, trigonal plana , tetraédrica, bipiramidal trigonal y octaédrica, producen moléculas con momento dipolar igual a cero. Las geometrías en las que los átomos B tienden a estar en un lado de la molécula (angular y piramidal trigonal pueden producir momentos dipolares diferentes de cero, es decir pueden ser moléculas polares.

Ejercicio: Prediga si cada una de las siguientes moléculas tiene momento dipolar. HCl H2

BF3

CH4

CH2Cl2

SO2

Enlace covalente y traslape de orbitales El enlace covalente ocurre cuando los átomos comparten electrones. Cuando un orbital atómico de un átomo se fusiona con otro de otro átomo y comparten una región común el espacio se dice que ha ocurrido un traslape de orbitales.

Orbitales híbridos

Los orbitales híbridos son orbitales que se generan cuando dos o más orbitales no equivalentes del mismo átomo se combinan preparándose para formar un enlace covalente. La hibridación es el término que se utiliza para explicar la mezcla de los orbitales atómicos en un átomo (generalmente del átomo central). Se designan los orbitales híbridos dependiendo del número y tipo de orbitales atómicos que se hibridan.

Hibridación sp: Combinación de un orbital s y un orbital p para dar lugar a dos orbitales híbridos sp con orientación lineal es decir con ángulo de enlace de 180

2s 2p 2p 2p

ESTADO BASAL

2s

2p

ESTADO EXCITADO

2p

2p

sp sp

ESTADO DE HIBRIDACION

Hibridación sp2: Combinación de un orbital s con dos orbitales p para dar lugar a tres orbitales híbridos sp2 con orientación trigonal plana es decir con ángulos de enlace de 120

2s 2p 2p 2p

ESTADO BASAL

2s 2p 2p 2p

ESTADO EXCITADO

sp2 sp2 sp2

ESTADO DE HIBRIDACION

Hibridación sp3: Combinación de un orbital s con tres orbitales p para dar lugar a cuatro orbitales híbridos sp3 con orientación tetraédrica, es decir con ángulos de enlace de 109.5 .

2s 2p 2p 2p

ESTADO BASAL

2s

2p 2p 2p

ESTADO EXCITADO

sp3 sp3 sp3 sp3

ESTADO DE HIBRIDACION

Hibridación sp3d: Combinación de un orbital s con tres orbitales p y un orbital d para dar lugar a cinco orbitales híbridos sp3d con geometría bipiramidal trigonal,es decir con ángulos de enlace de 120 y 90 .

Hibridación sp3d2: Combinación de un orbital s con tres orbitales y dos orbitales d para dar lugar a seis orbitales híbridos sp3d2 con geometría octaédrica es decir con todos ángulos de enlace iguales a 90 .

Resumen de tipos de hibridación

Procedimiento para predecir la hibridación de orbitales Atómicos

1-Dibujar la estructura de Lewis de la molécula o ión. 2-Determinar la geometría de los pares de electrones utilizando el modelo REPECV. 3-Deducir la hibridación del átomo central relacionando la distribución de los pares de electrones con base a su acomodo geométrico.

Ejercicio: Determine el estado de hibridación del átomo central de las siguientes moléculas: 1-BeH2

2-AlI3

3- PF3

4- PCl5

5- PF4

Enlaces múltiples

En los enlaces múltiples se pueden traslapar más de un orbital de cada uno de los átomos enlazados. Dos tipos de enlace pueden generarse en los enlaces múltiples, enlace sigma (σ) y el enlace pi (π).

Enlace sigma σ: Se forma por traslape de dos orbitales "s“

o cuando un orbital con carácter direccional, como un

orbital p o un orbital híbrido, se traslapa con otro orbital a

lo largo de su eje.

ENLACE SIGMA

Enlace pi (π): Es un enlace covalente en el que la

regiones de traslape se encuentran arriba y abajo del

eje internuclear. Es el traslape lateral de dos orbitales

p.

Los enlaces sencillos son enlaces σ . Un enlace

doble es un enlace σ y un enlace π, y un enlace

triple un σ y dos π.

Enlaces π deslocalizados: Se encuentran en las moléculas

con dos o más estructura de resonancia, ya que en estas no

se puede en forma adecuada describir los enlaces como si

estuvieran completamente localizados.

Teoria del orbital molecular

La molécula covalente al estar tan cerca los núcleos de los átomos que la conforman , sus orbitales atómicos se traslapan para formar orbitales moleculares. En este orbital molecular los electrones se suelen encontrar en la región entre los dos núcleos, donde dichos electrones pueden mantener unidos los núcleos. Los orbitales de enlace (σ): son aquellos que se concentran en regiones entre los núcleos. Se llama así porque causa cohesión entre los átomos

Orbital de antienlace (σ *): Es aquel que causa una separación entre los núcleos. La estabilidad de los orbitales moleculares se debe a una reducción en la energía de los electrones, ya que el orbital enlazante se encuentra en un nivel de energía menor que los orbitales atómicos y un orbital antienlazante tiene una energía mayor a la de del orbital original.

Un orbital antienlazante tiene una energía mayor a la de del orbital original.

Siempre que se traslapen orbitales atómicos aparecerán un orbital molecular de enlace y otro de antienlace

Moléculas diátomicas homonucleares

Las moléculas diatómicas homonucleares están formadas por dos núcleos iguales, como son H2, He2, Li2 y Be2.

Las moléculas de los elementos del primer período se forman a partir de dos orbitales atómicos 1s

Los elementos del segundo período poseen un orbital s y tres orbitales p en la capa de valencia, por lo que cuando se combinan 2 elementos se pueden obtener un máximo de ocho orbitales moleculares.

Orden de enlace: Se refiere a la cantidad de enlaces que existe entre 2 átomos. Orden de Enlace (OE): ½ ( electrones de enlace- electrones antienlace)

Si el orden de enlace es igual a cero, la molécula no existe Un orden de enlace =1 significa enlace sencillo, un orden de enlace igual a 2 es un enlace doble e igual a 3 un unlace triple.

Reglas para el análisis de orbitales moleculares de moléculas homonucleares (átomos idénticos)

1- El número de orbitales moleculares formados es igual al número de orbitales atómicos que se combinan. 2- Los orbitales atómicos se combinan de manera más eficaz con otros orbitales atómicos de energía similar. 3- La eficacia es es proporcional a su traslape, es decir a medida que aumenta el traslape baja la energía del orbital de enlace y aumenta la energía del orbital antienlazante. 4- Se pueden alojar dos electrones en el mismo orbital molecular con sus espines apareados y entrar al nivel de menor energía. 5- Cuando hay orbitales moleculares con la misma energía entra un electrón en cada orbital antes de que ocurra en apareamiento

6-El número de electrones en los orbitales moleculares es igual a la suma de todos los electrones de los átomos que se enlazan. 7- En los diagramas energéticos del B2, C2 y N2 el orbital σ2p,

tiene mayor energía que los orbitales π2p. En el caso de O2,

F2 y Ne2 , el orbital molecular σ2p tiene menor energía que los orbitales moleculares π2p, debido a que existe nteracción entre los orbitales 2s y 2p de otro.

Propiedades magnéticas

Paramagnetismo: Propiedad de algunas sustancias que tienen electrones no apareados y son atraídas por un imán. Diagmagnetismo: La sustancia contiene todos los electrones apareados y es repelida ligeramente por un imán.

Ejercicio:

Proporcione el diagrama de orbitales de las moléculas de N2 y O2. Es esta sustancia diamagnética o paramagnética?