GEOMETRÍA MOLECULAR Estructuras de Lewis: GEOMETRÍA

GEOMETRÍA MOLECULAR
Cátedra de Introducció
Introducción a la Quí
Química – Cs Naturales (UNLP)
GEOMETRÍ
GEOMETRÍA MOLECULAR
Bibliografí
Bibliografía:
“ Quí
Química la Ciencia Central”
Central”- T.Brown,
T.Brown, H.Lemay y B. Bursten.
Bursten.
"Quimica"
Quimica" - R. Chang.
Por ejemplo: CCl4
Estructuras de Lewis:
9 Representaciones útiles (bidimensionales),
9 Muestran el número y tipo de enlaces
entre los átomos, pero no indican la forma de
la molécula.
“ El mundo de la Qca - Conceptos y aplicaciones”
aplicaciones”- Moore, Stanistski,
Stanistski,
Wood, Kotz.
Kotz.
Forma molecular = Geometría molecular
“Quí
Química General”
General”- McMurryMcMurry-Fay”
Fay”
“Principios de Quí
mica”- P. Atkins y L. Jones.
Jones.
Química”
Distribución de los átomos en el espacio.
“ Quimica General“
General“- R. Petruci,
Petruci, W.S.
W.S. Harwood y F.Herring.
F.Herring.
¿Qué recordamos de nuestros estudios previos?
Pirámide regular:
Poliedro que tiene:
Se nombran como:
Una base → polígono regular
Caras laterales → triángulos que se
unen en un mismo punto (vértice).
¿Qué recordamos de nuestros estudios previos?
Tetraedro
Octaedro
Ambos son
poliedros regulares
→ caras, aristas y
ángulos iguales.
PIRÁMIDE y el nombre del polígono de la base.
Pirámide cuadrangular o
Pirámide triangular
P. de base cuadrada
Triá
Triángulos
equilá
equiláteros
Base = triángulo
equilátero.
Bipirámide
triangular
Base = cuadrado.
Modelo de la Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de
Valencia (RPECV) o del Nivel de Valencia (RPENV)
Modelo sencillo que ayuda a predecir la forma geométrica de
las moléculas.
Nº de caras = 8
Nº de vértices = 6
Nº de aristas = 12
En cada vértice: 4 aristas
Nº de caras = 4
Nº de vértices = 4
Nº de aristas = 6
En cada vértice: 3 aristas
Ej:
Ej: CH4
H
Estuctura de Lewis
H
H
H
¿Que considera?
9 Los pares de e- de enlace y de no enlace se disponen
alrededor del átomo central con orientaciones tales que
minimicen sus repulsiones.
C
¿Cómo se disponen los 4 pares electrónicos?
?
?
9 De estas orientaciones resultan las formas geométricas de
las moléculas.
9 No hay distinción entre enlaces simples y múltiples.
9 Cuando existe más de un átomo central, se considera el
enlace alrededor de cada átomo de manera independiente
Menor repulsió
repulsión !
1
Distribució
Distribución geomé
geométrica de pares electró
electrónicos
alrededor del átomo central
Modelo RPENV: forma sencilla de predecir la forma de las
moléculas pero no explica cómo y por qué se forma un enlace
covalente.
http://www.youtube.com/watch?v=Cs2P3Bx2IyU
TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA
rep pares.htm
Nº de pares de e-:
Geometría de
pares electrónicos:
2
3
4
Lineal
Trigonal plana
Tetraédrica
9 Modelo mecano-cuántico, que incluye el concepto de
orbital.
9 Explica la formación de un enlace covalente mediante el
solapamiento o traslape de orbitales atómicos (OA) de
átomos vecinos.
9 Un par de electrones comparte la región del espacio del
solapamiento.
Nº de pares de e-:
5
6
Geometría de
Bipiramidal trigonal
pares electrónicos:
9 Cuanto mayor es el traslape entre dos orbitales más fuerte
el enlace.
Octaédrica
ORBITALES HÍBRIDOS
Modelo que explica la formación del enlace covalente en
moléculas poliatómicas de acuerdo a la TEV.
Orb.
Orb. Hí
Híbridos
Se forman por combinació
combinación de orbitales
ató
atómicos (OA) del átomo central.
¾ Los orbitales híbridos están ocupados por: pares de
enlace, pares libres y por e- libres.
Habrá tantos orbitales híbridos como densidades
electrónicas (δe) alrededor del átomo central.
¾ El Nº de orbitales que se forma es siempre igual al
Nº de OA que se combinan.
¾ Grupo de orbitales equivalentes (igual tamaño, forma
y energía). Difieren sólo en su orientación en el
espacio.
Una δe
puede ser
Un enlace (simple, doble o triple)
Un par libre (no enlazante)
Un electrón libre (desapareado)
¾ Se solapan eficientemente con los orbitales de los
átomos que lo rodean (forman
forman só
sólo enlaces σ)
Orbitales Híbridos sp
Orbitales Híbridos sp2
Hybrv18.swf
Combinación de OA (s + p)
Combinación de OA (s + p + p)
Hybrv18.swf
Queda sin hibridar
Quedan sin hibridar
Se obtienen
Se obtienen
2 orbitales hí
híbridos sp
orbitales hí
híbridos sp juntos
3 orbitales hí
híbridos sp2
Orb.
Orb. hib.
hib. sp2 todos juntos
2
Orbitales Híbridos sp3
Orbitales Híbridos sp3d y sp3d2
Combinación de OA (s + p + p + p)
Hybrv18.swf
Por combinación de OA:
Hybrv18.swf
Se generan
9 s, p, p, p, d
5 orbitales
híbridos sp3d
Se obtienen
Se generan
9 s, p, p, p, d, d
6 orbitales
híbridos sp3d2
4 orbitales hí
híbridos sp3
Orb.
Orb. hibr.
hibr. sp3 juntos
Distribución espacial de orbitales híbridos
sp
Lineal
sp2
sp3
Trigonal plana
Tetraédrica
sp3d
¿Cómo determinamos la geometrí
geometría de una molé
molécula?
La forma de una molécula (geometría
molecular) está determinada sólo por
la posición de los átomos enlazados
(pares de electrones de enlace).
sp3d2
Bipirámidal Trigonal
Significa entonces que la geometría de la
molécula puede o no coincidir con la
geometría de pares de electrones
Octaédrica
La geometrí
geometría del hí
híbrido debe coincidir con la predicha por el
modelo RPENV.
GEOMETRÍ
GEOMETRÍA MOLECULAR
Pares de
e- totales
Geometrí
Geometría
pares de e-
Pares de
enlace
Pares
libres
Geometrí
Geometría
molecular
Pares de
e- totales
Hibridacion:
Hibridacion:
sp
2
Hibridacion:
Hibridacion:
sp2
Lineal
BF3
3
Geometrí
Geometría
molecular
Ejemplo
CH4
4
4
0
Hibridacion:
Hibridacion: Tetraédrica
sp3
Tetraédrica
NH3
3
0
Trigonal plana
Trigonal plana
1
Pirámide trigonal
H2O
SO2
2
2
Pares
libres
0
Lineal
3
Pares de
enlace
Ejemplo
BeF2
2
Geometrí
Geometría
pares de e-
2
1
Angular
Angular
3
Pares de
e- totales
Geometrí
Geometría
pares de e-
Pares de
enlace
Pares
libres
Geometrí
Geometría
molecular
Ejemplo
PCl5
5
5
Disposición de pares libres en la bipirámide trigonal
Un par libre
Ej: AB4E
0
B
Hibridacion:
Hibridacion:
sp3d
Bipirámide trigonal
Bipirámidal
trigonal
4
2
B
b) en posición ecuatorial:
se encuentra a 90º
sólo de dos átomos
ClF3
3
A
B
??
Balancín
1
B
SF4
a) en posición axial
se encuentra cerca
de tres átomos a 90º.
Forma
de T
Recordar:
XeF2
2
Pares de
e- totales
Geometrí
Geometría
pares de e-
6
3
Pares de
enlace
6
Pares
libres
Geometrí
Geometría
molecular
Pares libres siempre en
posición ecuatorial
CORRECTA
Lineal
Ejemplo
Disposición de pares libres en el octaedro
SF6
0
Hibridacion:
Hibridacion: Octaédrica
sp3d2
Octaédrica
IF5
5
1
Pirámide cuadrada
XeF4
4
Dos pares libres están más alejados entre sí cuando se
ubican en lados opuestos (180º) respecto al átomo central.
2
Cuadrada Plana
GEOMETRÍ
GEOMETRÍA MOLECULAR
Pasos a seguir para predecir la geometrí
geometría molecular
• Dibujar la estructura de Lewis de la molécula o ión.
Efecto de distorsió
distorsión generado por los pares libres
• Determinar el número total de pares electrónicos que rodean al
átomo central y establecer si son pares de enlace o pares
solitarios.
Par
solitario
La repulsió
repulsión de los pares libres
es mayor que la de los pares de
enlace.
• Tratar los enlaces dobles y triples como si fueran enlaces
Repulsión:
simples.
• En primer lugar determinar la geometría de distribución de
pares electrónicos.
Par enlazante
Par libre - Par libre >
Par libre - Par enlazado >
Par enlazado - Par enlazado
• Luego, determinar la geometría molecular basándose en las
posiciones de los átomos enlazados.
4
9 Si el átomo central TIENE pares libres:
9 Si el átomo central NO tiene pares libres:
GEOMETRÍA MOLECULAR = GEOMETRÍA DE PARES
Ángulos de enlace = Ángulos de cuerpos geométricos regulares
CH4
NH3
C
Ángulos:
107,3º
109,5º
H
H
GEOMETRÍA MOLECULAR ≠ GEOMETRÍA DE PARES
Ángulos de enlace ≠ Ángulos de cuerpos geométricos regulares
G. Pares: Tetraédrica
H
G.M: Piramidal
H
G. pares = G. molecular = Tetraédrica
Ángulos de enlace = 109,5º
H 2O
Ángulo: a > b
G. Pares: Tetraédrica
104,5º
G.M: angular
NH3 +
H+
→
SF4
NH4+
IF5
BrF3
G.M: Piramidal
Ejemplos de recapitulación:
BF3
Wach.htm
G.M: Tetraédrica
3 δe
CH4
4 δe
NH3
CO324 Orb. híbridos
Hibridación: sp2
(3 orb hib. sp2)
sp3
GM: Tetraédrica
Geometría de pares = Geometría del híbrido
GM: Pirámide trigonal
H2O
Trigonal plana
G. de pares = G. del híbrido
4 δe
Tetraédrica
Pero… “Distinta Geom. Molecular”
GM: Angular
5
PCl5
5 δe
SF4
6 δe
SF6
5 Orb. híbridos
6 Orb. híbridos
sp3d2
sp3d
GM: Octaédrica
GM: Bipirámide trigonal
BrF3
5 δe
GM: Pirámide cuadrada
GM: Balancín
G. de pares = G. del híbrido
XeF4
G. de pares = G. del híbrido
6 δe
Bipirámidal Trigonal
Octaédrica
Pero… “Distinta Geom. Molecular”
GM: Forma de T
Pero… “Distinta Geom. Molecular”
GM: Cuadrada Plana
Enlaces múltiples
Modelo RPENV: no distingue diferentes enlaces, son pares de
electrones compartidos (1,2 o 3)
Enlace σ: traslape o solapamiento frontal de OA
1s
H2
1s
Región de solapamiento
HCl
Teoría de Enlace de Valencia: Distintos tipos de enlace
Enlace σ: traslape o solapamiento frontal de los orbitales
atómicos
1s
Cl2
Los orbitales hí
híbridos sólo participan de enlaces σ
Los orbitales s sólo participan de enlaces σ
9 Densidad electrónica se concentra
en el eje que une los átomos.
En los enlaces π participan orbitales p y d (presentan lóbulos)
9 Un enlace simple → un enlace σ
H
np
Región de solapamiento
Cl
Cl
3p
3p
C2H4
H
C
np
3p
Los orbitales híbridos sólo participan de enlaces σ
Recordar:
H
Eje internuclear
Cl
MOLÉCULAS CON ENLACES MÚLTIPLES.
Enlace π: traslape o solapamiento lateral de los OA.
La densidad electrónica se concentra por
encima y por debajo del eje internuclear
H
Región de
solapamiento
Enlace π: traslape o solapamiento lateral de los orbitales
atómicos
Enlace π, pi
IF5
C
H
C/ carbono
hibridació
hibridación sp2
Orbitales sp2, p
9Consta de más de un lóbulo.
9 Participan orbitales p y d.
9 Un enlace doble → un enlace σ y un enlace π (O=O).
9 Un enlace triple → un enlace σ y dos enlaces π (N≡N).
Enlace π, por solapamiento
de orbitales p.
6
POLARIDAD DE LAS MOLÉ
MOLÉCULAS
C2H2: etileno
Dipolo: dos cargas de igual magnitud y signo opuesto separadas
por una distancia d.
H-C≡C-H
C/ Carbono
hibridación sp.
μ
Enlaces σ
d
μ = Qxd
La magnitud del dipolo( la polaridad)
se expresa en términos del momento
dipolar μ.
Unidad de μ: Debye (D) = 3,34x10-30 Coulomb x metro
Dos enlaces π
Q (e-) = 1,6 x 10-19 C;
1Å = 10-10 m
MOLÉ
MOLÉCULAS NO POLARES (μ = 0)
POLARIDAD DE LAS MOLÉ
MOLÉCULAS
9 Moléculas diatómicas que no contienen enlaces polares.
Ej: F2, H2, N2, O2 etc.
Las molé
moléculas polares
interactú
interactúan con el campo
elé
eléctrico.
Sin campo elé
eléctrico
9 Moléculas poliatómicas simétricas con enlaces polares o
pares libres que se cancelan.
cancelan.
Con campo elé
eléctrico
Ejemplos:
CCl4
CO2
SF6
BCl3
MOLÉ
MOLÉCULAS POLARES (μ≠0)
MOLÉ
MOLÉCULAS NO POLARES (μ = 0)
PCl5
I3-
9 Moléculas diatómicas que presentan un enlace polar.
Ejemplo:
HF
HCl
XeF4
9 Moléculas poliatómicas que contienen enlaces polares y/o
pares de electrones libres distribuidos de manera tal que no se
cancelan entre sí
sí.
Ejemplos:
H2O
7
MOLÉ
MOLÉCULAS POLARES (μ≠0)
CHCl3
EN RESUMEN:
IF5
Enlace no polar
Molé
Moléculas Diató
Diatómicas
Molécula no-polar
Enlace polar
Molécula polar
Molé
Moléculas Poliató
Poliatómicas:
micas: para determinar su polaridad se
BrF3
debe conocer su geometrí
geometría molecular.
NH3
Se debe considerar:
¾ Polaridad y posición relativa de los enlaces.
¾ Presencia de e- libres y su distribución espacial.
Para que la molé
molécula sea polar se requiere:
¾ Que posea, por lo menos,
menos un
enlace polar o un par de e- libres en el
átomo central (Ej: O3)
¾ Si contiene MÁS de un enlace polar o MÁS de un par de
e- libres, no deben cancelarse entre si.
Ejemplos:
COCl2:
Cl
Cl
BrF3:
Pero….BF3:
Polar
(μ ≠ 0)
F
C=O
Polar
(μ ≠ 0)
B
F
F
Pero
…I3-:
No polar
(μ =0)
No polar (μ =0)
8