Geometría molecular

Tema 13
Tema 7: El Enlace Químico (III):
moléculas poliatómicas
7.1 Geometría molecular: teoría RPECV
Teoría RPECV: Teoría de la repulsión de los pares de
electrones de la capa de valencia
7.1 Geometría molecular: teoría RPECV
7.2 Orbitales híbridos
7.3 Orbitales moleculares deslocalizados:
compuestos aromáticos
7.4 Orbitales deslocalizados en sólidos. Teoría
de bandas. conductores, aislantes y
semiconductores
7.5 Metales: estructuras y propiedades
• Permite deducir a partir de la estructura de Lewis de una
molécula la geometría espacial que adopta
• Se aplica principalmente a moléculas con un átomo central y
varios periféricos
La estructura molecular tiene importancia en
cuanto a que muchas de las propiedades de
una sustancia dependen de dicha estructura
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angular
trigonal
plana
piramidal “T”
tetraédrica
cuadrangular
plana
columpio
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Tema 7
3
Ejemplos:
cuadrangular
piramidal
trigonal
bipiramidal
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pentagonal
bipiramidal
cuadrangular
bipiramidal
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Tema 7
4
La hipótesis principal del modelo RPECV
CH4
Las regiones de alta concentración de electrones
(enlaces y pares libres) se repelen entre sí
H2O
SF6
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2
Geometrías principales en moleculas poliatómicas (II)
Geometrías principales en moleculas poliatómicas
lineal
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Tema 7
Fundamentos de Química.
Tema 7
5
Los enlaces y los pares se sitúan de forma que estén lo
más alejados posible entre sí
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Tema 7
6
1
Tema 13
Prelación de Fuerzas de repulsión:
par libre-par libre
> par libre-par de enlace > par de enlace-par de enlace
Uso de la teoría RPECV
ESCRIBIR LA ESTRUCTURA DE LEWIS DE LA MOLÉCULA
DETERMINAR CUANTOS PARES DE ELECTRONES ENLAZANTES Y
CUANTOS PARES SOLITARIOS EXISTEN ALREDEDOR DEL
ÁTOMO CENTRAL Y CUANTOS EN TOTAL
ESTABLECER LA GEOMETRÍA BÁSICA DE LOS PARES DE
ELECTRONES ALREDEDOR DEL ÁTOMO CENTRAL
APLICAR LA PRELACIÓN DE FUERZAS DE REPULSIÓN PARA
PROPONER LA ESTRUCTURA FINAL DE LA MOLÉCULA
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Tema 7
7
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Tema 7
Moléculas sin pares libres en el átomo central
8
AX3 → plana
trigonal
AXn
AX2 → lineal
BF3
BeCl2
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AX4 →
tetraédrica
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AX5 → bipirámide trigonal
PCl5
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Tema 7
11
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Tema 7
12
2
Tema 13
AX6 → octaédrica
Los enlaces múltiples se tratan como los sencillos en RPECV
CO2
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Tema 7
13
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Tema 7
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Geometría de iones poliatómicos
H
H
C
C
H
H
Eteno
(etileno)
Ejercicio 7.1: ¿qué geometría tendría la molécula de acetileno?
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Ión sulfato SO42-
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Moléculas con pares libres en el átomo central
AX3E → pirámide trigonal
Si una molécula tiene pares libres en el átomo central, éstos
modifican la forma de la molécula debido a la repulsión
Pares solitarios
Par solitario
Ión sulfito SO32H2O
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NH3
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18
3
Tema 13
AX4E2
Moléculas AX4E
Menos favorable
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Más favorable
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7.2 Orbitales híbridos
Otro ejemplos:
Orbitales próximos en energía pueden combinarse
entre sí para formar enlaces Hibridación
Estado fundamental
Ejemplo: el átomo de carbono
SF4
Ejercicio 7.2: Conforme al modelo RPECV, predecir la geometría del
ozono, el dióxido de azufre y el ión nitrito
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Tema 7
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Tema 7
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Geometría de la hibridación sp3
Orbital sp3
aún a costa de un incremento de energía se incrementa el número de
electrones desapareados (Regla de Hund)
HIBRIDACIÓN
C: 2sp3
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Tetrahedro
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Tema 7
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Tema 7
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4
Tema 13
La molécula de metano
La molécula de etano
CH3- CH3
CH4
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Tema 7
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Combinación del orbital s y de
1 orbital p
CH3= CH3
Geometría lineal
Combinación del orbital s y de
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La molécula de
etileno
2 orbitales sp
BH3
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Tema 7
Enlaces múltiples carbono-carbono: hibridación sp2 y sp
Hibridación sp y sp2
BeH2
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2 orbitales p
3 orbitales sp2
Geometría trigonal plana
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Tema 7
B
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Tema 7
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7.3 Orbitales moleculares deslocalizados:
compuestos aromáticos
La molécula de acetileno
La Teoría de Orbitales moleculares permite
construir orbitales que no están asociados a un
par de átomos en concreto, sino que pertenecen
al conjunto de la molécula
Un electrón situado en un orbital molecular
deslocalizado puede encontrarse con una
apreciable probabilidad en la cercanía de
cualquiera de los átomos que han intervenido en
la formación del orbital deslocalizado
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Tema 7
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Fundamentos de Química.
Tema 7
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5
Tema 13
El ejemplo más típico de orbitales deslocalizados es el que
se presenta en el benceno:
Friedrich Kekulé propuso en 1865 una estructura cíclica
con enlaces dobles y sencillos alternados:
C6H6
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Tema 7
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Fundamentos de Química.
Tema 7
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Sin embargo se comprueba que todos los enlaces del benceno son
La estructura resonante del benceno se representa de forma más
equivalentes. El benceno se comporta como si su estructura fuera
adecuada así:
consecuencia de la resonancia entre dos estructuras equivalentes
El anillo de 6 átomos de carbono del benceno es una
estructura muy estable que da a esta sustancia y sus
derivados propiedades características. A las sustancias que
contienen en su estructura anillos bencénicos se las
denomina compuestos aromáticas
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Tema 7
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Tema 7
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“densidad” electrónica en un compuesto aromático
La molécula de
benceno
El aminoácido tirosina “visto” por
difracción de rayos-X
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Tema 7
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Tema 7
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6
Tema 13
7.4 Orbitales deslocalizados en sólidos: Teoría de bandas
Formación de una banda
O. atómico. O.Molecular.
2
Muchos sólidos (metales, sólidos iónicos y covalentes) pueden
considerarse como una gran molécula en la que todos sus átomos
se encuentran unidos por fuerzas de enlace químico
3
4
La Teoría de Bandas es la extensión de la teoría de orbitales
moleculares al caso de los sólidos
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Tema 7
..
.
∞
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Formación de una banda (II)
+
p
-
+
-
+
-
+
-
+
+
-
+
-
+
-
+
+
+
+
-
+
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+
T>0
Nivel de
Fermi
Niveles
ocupados
Conductor
Aislantes y semiconductores
Enlazante
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Tema 7
Semiconductor
tipo p
T=0
Antienlazante
Banda s
+
E
Niveles
vacíos
+
Separación
entre bandas
+ -
s
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Conductores, aislantes y semiconductores
Banda p
Separación
entre
orbitales
atómicos
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Tema 7
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Semiconductor
tipo n
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Tema 7
40
7.5 Metales: estructuras y propiedades
PROPIEDADES PRINCIPALES
La mayoría de los metales son sólidos cristalinos a
temperatura ambiente
Banda dadora
Banda aceptora
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Son dúctiles y maleables aunque resistentes a la rotura
Brillantes
Conductores del calor y la electricidad
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Tema 7
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Fundamentos de Química.
Tema 7
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7
Tema 13
Conductividad y estructura electrónica
Niveles
vacíos
Niveles
ocupados
La conductividad es una consecuencia de la
estructura electrónica de los metales
Los niveles vacíos corresponden a orbitales
próximos en energía y débilmente atraídos por
los núcleos. Los electrones de los metales se
comportan como electrones libres que pueden
responden a un campo eléctrico o un gradiente
de temperatura.
Ejercicio 7.3: Explica a partir de su estructura electrónica
porqué el He sólido no conduce la electricidad y el Li sí.
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Tema 7
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