GEOMETRÍA MOLECULAR. TEORÍA DE LA REPULSIÓN DE LOS PARES ELECTRÓNICOS DE LA CAPA DE VALENCIA (RPECV).

Transcripción

1 ENLAE QUÍMI. ENLAE VALENTE GEMETRÍA MLEULAR. TERÍA DE LA REULSIÓN DE LS ARES ELETRÓNIS DE LA AA DE VALENIA (REV). La teoría de la REV nos ayuda a ver la geometría de las moléculas y esta a su vez a entender algunas de las propiedades moleculares. Según esta teoría los pares de electrones de valencia que rodean al átomo central en una molécula se disponen lo más alejado posible para evitar repulsiones debido a su carga. Además dice que los pares de electrones de enlace ocupan menos espacio que los pares de electrones de no enlace, ya que los primeros al estar atraídos por dos átomos a la vez están más fijos entre ellos que los pares de no enlace. 15: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 3 par electrónico de no enlace 17l: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 5 l l par electrónico de enlace Según el número de pares electrónicos que rodean al átomo central surgen una serie de geometrías de los pares electrónicos (GE) y para la molécula (GM). ara ver la geometría molecular sólo debemos fijarnos en aquellas direcciones donde hay pares de enlace: l l 1. uatro pares de electrones alrededor del átomo central: 1.1. Si los cuatro pares son de enlace entonces la GE y la GM son tetraédricas 6: 1s 2 2s 2 p 2 9: 1s 2 2s 2 p Si de los cuatro pares electrónicos sólo tres son de enlace entonces la GE sigue siendo tetraédrica por haber cuatro pares pero la GM es pirámide trigonal: 15: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 3 17l: 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 5 l l l l 1.3. Si de los cuatro pares electrónicos sólo dos son de enlace entonces la GE sigue siendo tetraédrica por haber cuatro pares pero la GM es angular: 8: 1s 2 2s 2 p 4 1: 1s 1

2 2. Tres pares de electrones alrededor del átomo central: Es el caso de los compuestos del boro que sólo dispone de tres pares electrónicos de enlace alrededor del átomo central (excepción a la regla del octeto). ara esta disposición la geometría que proporciona la menor repulsión entre los pares es la triangular plana tanto para la GE y la GM: 5B: 1s 2 2s 2 p 1 B 1: 1s 1 B Esta geometría se da también en los compuestos del carbono con doble enlace, aunque en los compuestos orgánicos con varios átomos de carbono la geometría hay que verla por cada carbono. ara entender este caso debemos tomar los enlaces dobles como si fueran una sola dirección de enlace, lo mismo ocurrirá con los enlaces triples: 6: 1s 2 2s 2 p 2 1: 1s 1 3. Dos pares de electrones alrededor del átomo central: Este es el caso de las moléculas de berilio (excepción a la regla del octeto). ara esta disposición la geometría que proporciona la menor repulsión entre los pares es la lineal tanto para la GE y la GM: 4Be: 1s 2 2s 2 Be Be 9: 1s 2 2s 2 p 5 Esta geometría se da también en los compuestos del carbono con un triple enlace o dos dobles enlaces consecutivos en la molécula, los enlaces múltiples se miran como una sola dirección de enlace: 6: 1s 2 2s 2 p 2 1: 1s 1 8: 1s 2 2s 2 p 4

3 LARIDAD EN LS ENLAES VALENTES Y EN LAS MLÉULAS 1. olaridad en los enlaces: un enlace covalente es polar cuando existe una diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados. Si los átomos unidos tienen la misma electronegatividad entonces el enlace es apolar: 9: 1s 2 2s 2 p 5 1: 1s 1 Enlace polar Enlace apolar En los enlaces covalentes polares el átomo más electronegativo atrae al par de electrones del enlace con más intensidad que el otro átomo produciéndose así un desplazamiento de estos electrones hacia el átomo más electronegativo de tal forma que adquiere una densidad parcial de carga negativa (δ ) mientras que el menos electronegativo adquiere una densidad parcial de carga positiva (δ + ). Se dice que se ha formado un dipolo eléctrico: μ + δ + δ Dipolo eléctrico Los dipolos se representan mediante un vector llamado momento dipolar ( el sentido del desplazamiento de los electrones del enlace μ ) que indica 2. olaridad en las moléculas: para estudiar la polaridad en una molécula debemos sumar los momentos dipolares de todos sus enlaces. Si al sumar todos los vectores, que representan los momentos dipolares, estos se anulan, es decir, el momento dipolar total es igual a cero (μ T =0) entonces tendremos una molécula apolar, en caso contrario (μ T 0) será una molécula polar. El que una molécula sea polar o apolar dependerá por último de su geometría ya que según estén dispuestos los momentos dipolares de sus enlaces al sumarlos se anularán o no. Veamos algunos ejemplos con las moléculas estudiadas anteriormente: Moléculas tetraédricas μ 1 μ 1,2 Al sumar los μ dos a dos se anulan μ 4 μ 2 μ 1,2 = μ 3,4 μ T = μ 1,2 + μ 3,4 = μ 3,4 + μ 3,4 = 0 μ 3,4 μ 3 Esta molécula al igual que todas las de geometría tetraédrica en la que todos los átomos que rodean al átomo central son iguales son apolares ( 4, Si 4, etc.). Ahora bien si uno de los cuatro átomos que rodean al átomo central es diferente los dipolos no se anulan al sumarlos y la molécula será polar (l 3, Sil 3, etc.).

4 Moléculas pirámide trigonal En el caso de las moléculas con GM de l l l pirámide trigonal al sumar los dipolos μ 1 μ 2 μ 3 éstos no se anulan por lo tanto serán μ T = μ 1 + μ 2 + μ 3 0 polares (l 3, N 3, AsBr 3, etc.). Moléculas angulares omo puede observarse las moléculas con GM angular también serán polares puesto que al sumar los dipolos de sus enlaces tampoco se anulan y μ T 0 Moléculas triangulares planas Las moléculas con GM triangular plana μ 1 μ 1,3 = μ 1 + μ 3 serán apolares ya que al sumar los B dipolos individuales se anulan. μ 2 μ 3 μ T = μ 1,3 + μ 2 = 0 Ahora bien si uno de los tres átomos que rodean al átomo central es diferente los dipolos no se anulan al sumarlos y la molécula será polar (Bl 2 ). Moléculas lineales Lógicamente al sumar los dipolos de cada enlace Be estos se anulan (ejemplos de la izquierda) luego N serán apolares, a menos que los átomos a cada lado sean distintos en cuyo caso las moléculas serán polares (ejemplo de la derecha).

5 TERÍA DE ENLAE DE VALENIA (TEV) on la teoría anterior podemos deducir la geometría molecular pero no nos da información sobre distancias o energías de enlace. Según la TEV para que se forme un enlace covalente los átomos que se van a unir deben de tener electrones desapareados y una vez que se unen para formar el enlace los espines de los electrones deben ser antiparalelos. El enlace se da por la superposición de los orbitales que van a unirse formando un orbital común donde los electrones quedan emparejados. ueden darse dos tipos de uniones: 1. De tipo sigma (σ): es un solapamiento frontal sobre el mismo eje tanto de orbitales s como orbitales p consigo mismos o entre ellos. 2. De tipo pi (π): se forma por solapamiento lateral, es decir, sobre ejes paralelos de los orbitales p. Ejemplo: en la molécula de 2 cada átomo de tiene dos electrones desapareados que comparten entre sí formando un enlace covalente doble uno de tipo σ y otro de tipo π 8: 1s 2 2s 2 p 4 El enlace de tipo π se representa con dos 2s 2p líneas una por encima y otra por debajo 2s = 2p π p p σ p p del eje X ya que el solapamiento se puede dar por el lóbulo superior o el inferior. El número de electrones desapareados de un átomo se llama covalencia y representa el número de enlaces que puede hacer para adquirir su configuración de gas noble. Algunos átomos (, B, Be, S,, etc.) en determinadas moléculas tienen más enlaces de los que indica su covalencia, en estos casos los átomos promocionan electrones apareados a otro orbital vacío de la misma capa hasta adquirir la covalencia necesaria. Esta promoción requiere cierto gasto de energía que es compensado con la energía desprendida en la formación de nuevos enlaces. Ejemplo: en la molécula de metano el carbono debe hacer cuatro enlaces con una covalencia inicial de dos. 6: 1s 2 2s 2 p 2 1: 1s 1 2s 2p 2s 2p covalencia 2 covalencia 4 1s En principio el se uniría con los cuatro utilizando un orbital 2s (representado con un círculo en puntos suspensivos) y los tres orbitales 2p. De esta forma tenemos 3 uniones entre orbitales s y p y una unión s s que no deberían tener la misma distancia de enlace ni el mismo ángulo de enlaces ya que el enlace s p no es igual que el s s debido a la forma de los orbital 2s

6 orbitales. Sin embargo de forma experimental se comprueba que los cuatro enlaces son iguales en ángulo y distancia, por este motivo es necesario reformar la TEV mediante el concepto de hibridación de orbitales. UERZAS INTERMLEULARES Todos los enlaces estudiados anteriormente son intramoleculares, es decir, se dan en el interior de la molécula y son fuertes. Sin embargo las uniones entre las moléculas (fuerzas intermoleculares) son débiles (aproximadamente unas 100 veces menor en fortaleza). Las uniones intermoleculares pueden ser de varios tipos: 1. uerzas de Van der Waals ueden ser de dos tipos: a) uerzas dipolo dipolo: se dan entre moléculas polares en las cuales la parte negativa de un dipolo atrae a la parte positiva de otro. Aumentan con la polaridad de la molécula y disminuyen con la temperatura: + + l l b) uerzas de dispersión o de London: se da entre moléculas apolares. En estas moléculas no hay una separación de carga fija como en las polares, sino que se produce un desplazamiento momentáneo de los electrones del enlace hacia uno de los átomos unidos, es decir, aparece un dipolo instantáneo de poca intensidad que provoca en las moléculas vecinas una separación de carga también llamados dipolos inducidos, quedando atraídas las moléculas por fuerzas eléctricas débiles. l l l l δ + δ uerza de London Dipolo instantáneo Dipolo instantáneo Dipolo inducido Molécula apolar Estas fuerzas aumentan con el tamaño de las moléculas ya que los electrones del enlace al estar más alejados de los núcleos de los átomos se desplazan con más facilidad hacia un átomo u otro, por este motivo los dipolos instantáneos se forman con más facilidad. Así por ejemplo si comparamos entre el 2(g), l 2(g), Br (l) y I 2(s) a medida que bajamos en el grupo de los halógenos vemos que pasamos de tener gases a líquido y por último un sólido ya que en ese orden va aumentando el tamaño de las moléculas al ser los átomos más grandes cada vez.

7 2. Enlace o puente de hidrógeno S e da en moléculas polares en las cuales hay átomos de unidos a átomos de, y N. En este caso los dipolos formados son más intensos que los del apartado anterior 1.a) debido a la gran electronegatividad de los átomos de, y N y a su pequeño tamaño. Ejemplos: 2,, N 3, R (alcoholes), etc. δ δ + δ + δ Enlace de hidrógeno δ + δ + Este el motivo de que el agua sea líquida. Si comparamos los compuestos formados entre el los elementos del grupo 16 del sistema periódico resultan que todos son gases ( 2 S, 2 Se, 2 Te) excepto el agua ya que en este caso se forman puentes de hidrógeno entre sus moléculas. RIEDADES DE LAS SUSTANIAS VALENTES Dentro de estas sustancias podemos encontrarnos con dos grupos: 1. Sólidos atómicos o de red covalente En estos compuestos no se forman moléculas sino que son redes de átomos no metálicos unidos por enlaces covalentes fuertes, en este grupo están: diamante, grafito, Si 2, Si, Si. Las propiedades de estas sustancias son: untos de fusión muy altos ( diamanet es la sustancia de mayor punto de fusión conocida) No se disuelven en disolventes polares ni apolares. (esto requiere romper enlaces covalentes fuertes lo que requiere una reacción química). No conducen la electricidad excepto el grafito. Son sustancias muy duras. 2. Sustancias moleculares ualquier sustancia covalente que no pertenezca al grupo anterior es de tipo molecular. omo las moléculas se unen por fuerzas intermoleculares débiles fáciles de romper esto les confiere las siguientes propiedades: untos de fusión y ebullición bajos Las moléculas polares presentan algo de conductividad eléctrica, las apolares no Las moléculas polares se disuelven en disolventes polares (agua, alcoholes) y las apolares en disolventes apolares (l 4, benceno, etc.)