Geometr

1
Estructura de Lewis y Carga Formal
Reglas Estructura de Lewis
Ejemplo O3
2
Estructura de Lewis y Carga Formal
Reglas Estructura de Lewis
Ejemplo O3
3
C.F. (nº e? átomo libre) ? (nº total de e? no
enlazados) ?½(nº total de e? enlazantes)
C.F.O1 (6) ? (4) ?½(4) 0 C.F.O2 (6)
? (2) ?½(6) 1 C.F.O3 (6) ? (6) ?½(2) -1
4
Resonancia Una molécula puede ser representada
por más de una estructura de lewis.
Ejemplo 1 NO3
5
Ejemplo 2 Benceno (C6H6)
6
Excepciones a la Regla del Octeto

• Octeto Incompleto El n de ev que rodean al
  átomo central de una molécula estable es menor
  que 8. Ej. BeH2.
• Moléculas con n impar de ev Ej. NO, NO2.
• Octeto Extendido Elementos del tercer período
  que forman compuestos con más de 8 ev en el átomo
  central. Ej. SF6.

7
Geometría de las moléculas
8
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
9
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

10
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

11
Moléculas sin pares de electrones libres
BeCl2 BF3 CH4 PCl5 SF6

2 pares de e- de enlace 3 pares de e- de enlace 4 pares de e- de enlace 5 pares de e- de enlace 6 pares de e- de enlace
180º 120º 109.5º 90 y 120º 90º

Lineal Triangular plana Tetraédrica Bipirámide trigonal Octaédrica
12
Moléculas con pares de electrones libres (PL) y
pares de electrones de enlace (PE)
SnCl2 PE2 PL1 Triangular plana Angular ángulo menor 120º
NH3 PE3 PL1 Tetraédrica Pirámide trigonal 107º
H2O PE2 PL2 Tetraédrica Angular 105º
13
SF4 PE4 PL1 Bipirámide trigonal Balancín
ClF3 PE3 PL2 Bipirámide trigonal Forma de T
I3- PE2 PL3 Bipirámide trigonal Lineal
BrF5 PE5 PL1 Octaédrica Pirámide cuadrada
XeF4 PE4 PL2 Octaédrica Plano cuadrada
14
Tetraedro
CH4
NH3
Para la clasificación del nombre geométrico, se
tiene en consideración la posición de los átomos
efectivamente enlazados al átomo central.
15

• 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 gt
  repulsión par libre-par enlazante gt repulsión par
  enlazante-par enlazante

16
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 3.3310-30 Cm

17

• 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.

18

• Ejemplos
• NH3
  CO2
• 
  
• H2O
  CCl4

m 0 D
m 1.47 D
m 0 D
m 1.85 D
19
CONSECUENCIA DE LA POLARIDAD DE LAS MOLÉCULA
Interacción eléctrica Dipolo del agua / varilla
cargada
-?
?
?
Dipolo del agua
20
TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (EV).
La estructura de Lewis no explica con claridad
por qué existen los enlaces químicos.
(Explicación en la mecánica cuántica). El EV
supone el traslape de orbitales atómicos, no por
apareamiento
21
TRASLAPE DE ORBITALES ATÓMICOS
22
HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS
23
HIBRIDACIÓN sp3
24
Cada enlace C H se produce entre un orbital
híbrido sp3 del átomo de C y un orbital 1s del
átomo de H
HIBRIDACIÓN sp3
25
ANALOGÍA DE LA HIBRIDACIÓN
26
HIBRIDACIÓN sp3
1s2
2s2
2px1
2py1
2pz1
Hibridación sp3
Electrones de valencia
27
HIBRIDACIÓN sp2
1s2
2s2
2px1
2py
2pz
28
HIBRIDACIÓN sp2
29
HIBRIDACIÓN sp2
Estructura de Lewis
Geometría pares electrónicos
Cada enlace B F se produce entre un orbital
híbrido sp2 del átomo de B y un orbital 2p del
átomo de F
Átomo de B, hibridado sp2
Geometría molecular
30
HIBRIDACIÓN sp
Lineal
BeCl2
2px
2py
2pz
2s2
1s2
31
HIBRIDACIÓN sp
32
HIBRIDACIÓN sp
Átomo de Be hibridado sp
Cada enlace Be Cl se produce entre un orbital
híbrido sp del átomo de Be y un orbital 3p del
átomo de Cl
Estructura de Lewis
Geometría molecular
33
ORBITALES HÍBRIDOS Y SU FORMA
34
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
3px2
3py1
3pz1
3s2
3d
35
ORBITALES HÍBRIDOS Y SU FORMA