Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Instituto de Química

1. Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Instituto de Química QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA QUI-123 GEOMETRÍA MOLECULAR

2. ¿Cómo se ordenan espacialmente los átomos de un molécula? GEOMETRÍA MOLECULAR Distribución Tridimensional de los átomos en una molécula Influencia en las propiedades físicas y químicas: Punto de fusión, punto de ebullición, densidad, reactividad

3. 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 y/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.

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

5. Cl Be Cl Moléculas en las que el átomo central NO tiene pares libres • Fórmula general ABx x = 2,3… AB2 Cloruro de berilio, BeCl2

6. Moléculas en las que el átomo central NO tiene pares libres • AB3 Trifluoruro de boro, BF3 Trigonal plana, ángulos de 120º

7. Moléculas en las que el átomo central NO tiene pares libres • AB4 Metano, CH4 Tetraédrica, ángulos de 109,5°

8. Moléculas en las que el átomo central NO tiene pares libres • AB5 Pentacloruro de fósforo, PCl5 Bipiramidal trigonal, ángulos de 90° y 120°

9. Moléculas en las que el átomo central NO tiene pares libres • AB6 Hexafluoruro de azufre, SF6 Octaédrica, ángulos de 90°

10. Moléculas sin pares de electrones libres

11. Moléculas en las que el átomo central tiene uno o más pares de electrones libres • En estas moléculas hay 3 tipos de fuerzas de repulsión: • Entre pares enlazantes. • Entre pares libres. • Entre un par enlazante y uno libre. De acuerdo con el modelo de la RPECV: Par libre/ Par libre  Par libre/ Par enlazante  Par enlazante/ Par enlazante

12. Moléculas en las que el átomo central tiene uno o más pares de electrones libres • Fórmula general ABxEy x = 2,3… y = 1,2,… • AB2E Dióxido de azufre, SO2

13. nº de átomos enlazados alátomocentral nº de pares libres átomocentral Distribución depareselectrones Geometría Molecular Clase trigonal plana angular trigonal plana trigonal plana AB3 3 0 AB2E 2 1 Angular, ángulo O-S-O menor de 120°

14. nº de átomos enlazados alátomocentral nº de pares libres átomocentral Distribución depareselectrones Geometría Molecular Clase piramide trigonal tetraedro tetraedro tetraedro AB4 4 0 AB3E 3 1 Piramide trigonal, ángulos menores a 109,5° 107,3º 10.1

15. nº de átomos enlazados alátomocentral nº de pares libres átomocentral piramide trigonal Distribución depareselectrones Geometría Molecular AB3E 3 1 tetraedro Clase Angular tetraedro O H H tetraedro tetraedro AB4 4 0 AB2E2 2 2 Tetraédrica, ángulos de 104,5°

16. Moléculas en las que el átomo central tiene uno o más pares de electrones libres

17. En este curso no se estudian este tipo de geometrías

18. .. H2O .. Angular Piramidal Trigonal Tetraedro CH4 :NH3 Para la clasificación del nombre geométrico, se tiene en consideración la posición de los átomos efectivamente enlazados al átomo central.

19. Par libre/ Par libre  Par libre/ Par enlazante  Par enlazante/ Par enlazante

20. Pasos para la aplicación del modelo RPECV • Se escribe la estructura de Lewis y se consideran sólo los pares de electrones alrededor del átomo central. • Se cuenta el número de pares de electrones que rodean al átomo central. • Se predice la distribución global de los pares de electrones y luego se predice la geometría de la molécula. • 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.

21. POLARIDAD De enlace y de la molécula

22. Momentos dipolo • La medida cuantitativa de la polaridad de un enlace viene dada por su momento dipolo (μ): μ = Q · r Donde • Q : magnitud de la carga ( siempre valor positivo) • r : distancia entre las cargas • Unidades: • 1 D = 3.33 x 10-30 C·m

23. Polaridad en moléculas covalentes.Momento dipolar. Las moléculas que tienen enlaces covalentes polares tienen átomos cargados positivamente y otros negativamente. 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. 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 y por • La geometría de la molécula. • El μ viene dado por la suma vectorial de los μ de cada enlace en la molécula.

25. NH3 CO2 m = 0 D m = 1.47 D

26. H2OCCl4 m = 0 D m = 1.85 D

27. CONSECUENCIA DE LA POLARIDAD DE LAS MOLÉCULA Interacción eléctrica: Dipolo del agua / varilla cargada - + + Dipolo del agua

28. Resumen: Momento dipolar • 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.

29. CO2 BF3 CH4 H2O NH3 Momentos dipolares.Geometría molecular.

30. Hibridación de orbitales atómicos Orbitales atómicos que se obtienen cuando 2 o más orbitales no equivalentes del mismo átomo se combinan preparándose para la formación del enlace covalente. Orbitales híbridos Mezcla de los orbitales atómicos en un átomo (por lo general del átomo central) para generar un conjunto de orbitales híbridos. Hibridación • Clasificación de orbitales híbridos: • Orbitales hibridos sp - Orbitales híbridos sp3d • Orbitales hibridos sp2 - Orbitales híbridos sp3d2 • Orbitales híbridos sp3

31. Orbitales sp Hibridación 2p vacíos 2s 2p HIBRIDACIÓN sp Lineal BeCl2 2px 2py 2pz 1s2 2s2

32. Formación Orbital Híbrido sp

33. Hibridación con orbitales “d” • La mezcla de orbitales s, p y d, puede dar origen a distintos tipos de orbitales hibridados: • 1orbital “s”, 3 orbitales “p”y 1 orbital “d”, da origen a: 5 orbitales “sp3d” • 1orbital “s”,3 orbitales “p” y 2 orbitales “d”, da origen a 6 orbitales “sp3d2”, dirigidos hacia los vértices de un octaedro. • Esta hibridación es característica de la capa de valencia expandida.

34. 3s 3p 3d Hibridación Orbitales d vacíos sp3d2 HIBRIDACIÓN DE ORBITALES s, p Y d Para átomos del 3er período: s y p no explica todas las geometrías (por ejemplo la bipirámide trigonal y la octaédrica) [Ne] 3s2 3p4 3pz1 3px2 3px2 3py1 3py1 3s2 3s2 3d