31/05/2011 GEOMETRÍA MOLECULAR. Bipirámide trigonal. Tetraedro

Transcripción

1 Fórmula cantidad relativa de átomos de cada elemento Estructura de Lewis Esqueleto (en el plano) Tipo y número de enlaces Pares libres (no enlazantes) Octaedro Algunos poliedros Tetraedro Bipirámide trigonal Compuestos covalentes moléculas discretas distribución de los átomos en el espacio Molecular Modelo RPENV o RPECV Repulsión de Pares Electrónicos del Nivel de Valencia Repulsión de Pares Electrónicos de la Capa de Valencia pares enlazantes (enlaces) pares no-enlazantes (pares libres) Se ubican en el espacio de modo de minimizar la repulsión entre ellos Estructura de Lewis + modelo de repulsión de pares = predicción de la geometría molecular Determina propiedades fisicoquímicas de la molécula o ion Distribución geométrica de los pares electrónicos alrededor del átomo central Nº de pares de e - : Distribución Trigonal Tetraédrica Geométrica: plana Nº de pares de e - : 5 6 Distribución: Bipiramidal trigonal Octaédrica Modelo RPENV Enlace: par de electrones compartido entre dos átomos No explica: Cómo se forma el enlace? Por qué se forma? Por qué las propiedades de un enlace covalente son diferentes en diferentes moléculas? Teoría de Enlace de Valencia Incluye el concepto de orbital (mecánica cuántica). Enlace: solapamiento o traslape de orbitales atómicos. Acumulación de carga electrónica entre los dos núcleos. Un par de electrones comparte la región del espacio del solapamiento. Orbitales Híbridos Modelo que explica la formación de EQ en moléculas poliatómicas de acuerdo a la TEV Combinación de orbitales atómicos de valencia del átomo central Grupo de orbitales equivalentes (igual tamaño, forma y energía) Difieren en su orientación en el espacio Se solapan eficientemente con los orbitales de los átomos que lo rodean (forman enlaces) Están ocupados por pares libres o electrones libres La geometría de la molécula debe coincidir con la predicha por el modelo RPENV 1

2 Orbitales Híbridos sp 2 orbitales sp Se hibridizan y forman 4 orbitales sp 3 Orbitales Híbridos sp 2 1 orbital s Híbridos sp 2 Todos juntos Híbridos sp 3 todos juntos 2 orbitales p 3 orbitales híbridos sp 2 De la combinación de N orbitales atómicos se obtiene un grupo de N orbitales híbridos Densidades electrónicas Orbitales Atómicos de la hibridación Pares de enlace Pares no enlazantes molecular Ejemplo n p n sp 3 n sp 2 n sp 2 sp 2 0 n s 3 spp 3 0 Habrá tantos orbitales híbridos como densidades electrónicas (δe) alrededor del átomo central Una δe Un enlace (simple, doble o triple) Un par libre (no enlazante) Un electrón libre (desapareado) Trigonal plana 2 1 Trigonal plana Angular Densidades electrónicas Orbitales atómicos de la hibridación Pares de enlace Pares no enlazantes molecular Ejemplo 5 spppd 5 0 PCl 5 4 sppp Tetraédrica Tetraédrica Bipirámide trigonal Bipirámide trigonal 4 1 SF 4 Balancín o tetraedro distorsionado 3 2 ClF Pirámide trigonal Forma de T XeF 2 Angular 2

3 s derivadas de la Bipirámide Trigonal 6 spppdd 6 0 SF 6 Par libre Octaédrica Octaédrica 5 1 BrF 5 Pirámide de base cuadrada 4 2 XeF 4 Tetraedro distorsionado Balancín o sube y baja Cuadrada plana ÁNGULOS DE ENLACE de la hibridación => cuerpos geométricos regulares y ángulos ideales Si el átomo central tiene pares libres (no enlazantes) de la hibridación Molecular Ángulos de enlace ángulos ideales Molécula G pares G molecular ángulo CH 4 Tetraédrica Tetraédrica 109.5º NH 3 Piramidal 107.3º H 2 O Angular 104.5º La repulsión de los pares libres es mayor que la de los enlaces de la hibridación del CO 2? de la hibridación del BF 3, NO 2? Trigonal plana G.M.=Trigonal plana G.M.= G.M.= Angular NO 2 de la hibridación del CH 4, NH 3, H 2 O?: Tetraédrica de la hibridación: Bipirámide Trigonal CH 4 NH 3 H 2 O PCl 5 SF 4 Bipirámide trigonal Balancín Tetraedro distorsionado G.M.=Pirámide trigonal ClF 3 XeF 2 G.M.Tetraédrica G.M.=Angular Forma de T 3

4 de la hibridación: G.M.=Octaédrica SF 6 G.M.=Cuadrada plana Octaédrica G:M:=Pirámide de base cuadrada XeF 4 BrF 5 Momento dipolar Dipolo: dos cargas eléctricas de igual magnitud y signo opuesto separadas cierta distancia µ Q+ Q- r La magnitud del dipolo depende de los valores de Q y de r Está dada por el momento dipolar µ µ = Q x r Unidad de µ: Debye (D) = 3,34x10-30 Coulomb x metro Q (e-) = 1,6 x C 1Å = m Momento dipolar de moléculas covalentes Molécula polar: distribución asimétrica de carga µ 0 Molécula no-polar: distribución simétrica de carga µ = 0 Moléculas diatómicas δ+ δ- Cl Cl H Cl µ = 0 µ 0 Enlace no polar molécula no-polar Enlace polar molécula polar Moléculas poliatómicas Enlace no polar molécula no-polar Enlace polar molécula polar POLARIDAD DE LAS MOLÉCULAS Las moléculas polares interactúan con el campo eléctrico. Sin campo eléctrico Con campo eléctrico MOLÉCULAS NO POLARES (µ = 0) MOLÉCULAS GEOMETRÍA NO MOLECULAR POLARES (µ = 0) Moléculas diatómicas que no contienen enlaces polares. Ej: F 2, H 2, N 2, O 2 etc. Moléculas poliatómicas simétricas con enlaces polares o pares libres que se cancelan. b + c + a = 0 a BCl 3 b C CO 2 b + c PCl 5 I 3 - Cl 4 C SF 6 XeF 4 4

5 Moléculas diatómicas que presentan un enlace polar. Ejemplo: HCl MOLÉCULAS NO POLARES (µ 0) HF BrF 3 MOLÉCULAS POLARES (µ 0) IF 5 Moléculas poliatómicas que contienen enlaces polares y/o pares de electrones libres distribuidos de manera tal que no se cancelan entre sí. NH 3 NF 3 CHCl 3 H 2 O Moléculas Diatómicas EN RESUMEN: Enlace no polar Molécula no-polar Enlace polar Molécula polar Enlaces no polares y molécula no polar (µ = 0) I 3 - Enlaces no polares y molécula polar (µ 0) Moléculas Poliatómicas: para determinar su polaridad se debe conocer su geometría molecular. Se debe considerar: Polaridad y posición relativa de los enlaces. Presencia de e- libres y su distribución espacial. O 3 Enlaces polares y molécula polar (µ 0) NO 2, NH 3, H 2 O, SCl 4, BrF 5, ICl 3 Enlaces polares y molécula no polar (µ = 0) CO 2, BF 3, CCl 4, SO 3, PCl 5, SF 6 Enlaces múltiples Modelo RPENV: no distingue diferentes enlaces son pares de electrones compartidos (1,2 o 3) Teoría de Enlace de Valencia : Distintos tipos de enlace Enlace σ: traslape o solapamiento frontal de los orbitales atómicos Enlace π: traslape o solapamiento lateral de los orbitales atómicos Los orbitales híbridos sólo participan de enlaces σ Los orbitales s sólo participan de enlaces σ En los enlaces π participan orbitales p y d (presentan lóbulos) 1s H-Cl 1s Enlaces sigma H-H Región de solapamiento Región de solapamiento Cl-Cl 5

6 Enlace π Eteno Eje internuclear Cada C tiene hibridación sp 2 n p n p Enlace simple (OE=1): 1 enlace σ Enlace doble (OE=2): 1 enlace σ + 1 enlace π Enlace triple (OE=3): 1 enlace σ + 2 enlaces π Enlace de cualquier orden 1 enlace σ 1 orbital híbrido Una densidad electrónica Hibridación de cada carbono sp Etino (o acetileno) H-C C-H CO 2 RPENV Nº de pares de electrones de pares de electrones Estructura de Lewis TEV Nº de densidades electrónicas Tipo de orbitales híbridos de hibridación Polaridad Tipo de enlaces (sigma y pi) 6