Geometría Molecular y Polaridad: Guía TRePEV y Fuerzas Intermoleculares

Guía 3
Geometría molecular y polaridad
Fuerzas intermoleculares
*Este resumen será completado durante las clases o recurriendo a la bibliografía.
Geometría molecular: se refiere a la distribución en el espacio de los átomos que conforman
una molécula. La forma de las moléculas se relaciona con sus propiedades químicas, físicas y
biológicas.
La Teoría de Repulsión del Par Electrónico de Valencia, TRePEV, permite predecir la geometría
de moléculas con tres o más átomos.
Los factores que se consideran para determinar la geometría de una molécula son 5.
1) Las uniones covalentes en las moléculas serán representadas por estructuras de Lewis.
2) El factor más importante a tener en cuenta para predecir la geometría de una molécula es el
número de pares de electrones en uniones covalentes y libres alrededor del átomo central.
3) Debido a que los pares de electrones se repelen, se ubican en el espacio lo más lejos
posible unos de otros minimizando la repulsión.
4) Los pares de electrones no compartidos ocupan más espacio que los pares de electrones
compartidos.
5) A los efectos de predecir la geometría molecular los pares de electrones compartidos en
dobles o triples enlaces se consideran como el par de electrones de una unión simple.
-Ejemplo
Determinar la geometría de la molécula CH4 según TRePEV, considerando los 5 factores.
1) y 2) Realizar la estructura de Lewis de la molécula e identificar los pares de electrones
alrededor del átomo central.
-Configuración electrónica del átomo de Carbono 1s2 2s2 2p2
-Configuración electrónica del átomo de Hidrógeno 1s1
Estructura de Lewis
Fórmula desarrollada
En la fórmula desarrollada se observan 4 pares de electrones en uniones covalentes
representados con 4 líneas alrededor del átomo de Carbono, el átomo central.
3- Debido a que los pares de electrones se repelen se ubican en el espacio lo más lejos posible
unos de otros, minimizando la repulsión.
4) y 5) En este caso no hay pares de electrones libres ni dobles o triples enlaces.
Debido a estas consideraciones (1,2,3,4 y 5) la geometría de esta molécula es
Geometría tetraédrica
En este modelo de representación las esferas rojas corresponden a átomos de
hidrógeno, la esfera celeste al átomo de carbono y los cilindros grises a pares de
electrones en uniones covalentes, alejados lo más posible unos de otros
minimizando la repulsión.
-Polaridad de la molécula con tres o más átomos
El vector Momento Dipolar Total se calcula mediante la suma de los vectores Momento Dipolar
de los enlaces de la molécula. Si el módulo del vector Momento Dipolar Total es distinto de cero
la molécula es polar, si el módulo del vector Momento Dipolar Total es cero la molécula es no
polar.
Figura 3. Ejemplo del cálculo del vector
momento dipolar total en la molécula de agua.
Como regla general podemos considerar que cuando la molécula es simétrica los
vectores de los enlaces se anulan al sumarse y la molécula es no polar. Si la molécula
no es simétrica ocurre lo contrario y es polar.
-CUADRO DE POLARIDAD Y GEOMETRÍA
Se refiere a la polaridad de moléculas con 3 o más núcleos.
Nº de pares de
electrones
alrededor del
átomo central
Geometría espacial Molécula no
de la molécula o del polar: │μ│=0
ion segùn TRePEV
Molécula polar:
Dos
lineal
A -- B – C
Ej.CO2
Tres (sin pares no triangular plana
compartidos)
A -- B -- A
(180º)
│μ│≠ 0
(180º)
AB3
AB2C
(120 0)
(aprox.1200 )
Ej. SO3
Tres (con un par
sin compartir)
angular
------
Siempre
(aprox. 120º)
Ej. SO2
Cuatro (sin pares
no compartidos)
tetraédrica
AB4
AB3C
AB2C2
(109º)
Ej. CH4
Cuatro (con un
par no
compartido)
(aprox.109º)
piramidal
-------
Siempre
(aprox. 109º)
Ej. NH3
Cuatro (con dos
pares sin
compartir)
Ej. H2O
angular
--------
Siempre
(aprox. 109º)
-Ejemplos de moléculas con uniones simples, dobles y triples
A los efectos de predecir la geometría molecular los pares de electrones compartidos en
dobles o triples enlaces se consideran como el par de electrones de una unión simple (5) .
Enlace simple: geometría tetraédrica
Enlace doble: geometría triangular plana
Enlace triple: geometría lineal
-Diferentes formas de representar una molécula
Ejemplo: molécula de Hexano (Hidrocarburo con 6 átomos de carbono y 14 átomos de
hidrógeno por molécula )
C6H14
-Fórmula molecular
-Fórmula desarrollada
-Fórmula semidesarrollada
-Geometría según TRePEV
Cada carbono tiene geometría tetraédrica
-Representación Zig-Zag
Ejercicio 1- Predecir la o las geometrías de las siguientes moléculas o iones poliatómicos
utilizando TRePEV
1.SH2
2. CO2
3. PH3
4. SiH4
5. HBrO 3
6. HFO2
7. HIO2
8. HNO2
9. NaClO4
10. NaIO3
11. Fe (ClO4)2
12. Mg( BrO2)2
13. H2SO4
14. H2SO3
15.H2SO2
Ejercicio 2Ingresar a la simulación
https://phet.colorado.edu/sims/html/molecule-shapes/latest/molecule-shapes_es.html
Elegir moléculas reales y luego hacer click en todas las opciones.
- Analizar las distintas representaciones que se presentan, ¿Se cumple la regla del octeto en
todos los casos?
Ejercicio 3a-Representar la molécula de pentano con las diferentes formas con las que se representó la
molécula de hexano.
b- Representar con Molview las 4 primeras moléculas del ejercicio 1, ¿Cuáles son polares? El
programa permite visualizar la polaridad (jmol, MEP, Bond dipoles, Overall dipoles).
Enlace https://molview.org/
c- Representar la molécula de ciclohexano y la molécula de benceno con Molview ( 2D a 3D).
¿Qué geometría tienen los carbonos en cada caso?
Ejercicio 4Representar con Molview las moléculas de las siguientes sustancias e indicar el/los grupos
funcionales* presentes y sus geometrías. Visualizar la polaridad de las moléculas( Jmol- MEP
surface lucent).
-Ibuprofeno
- Aspirina
- Cafeína
- Vitamina A
- Serotonina
-Adrenalina
- Mentol
-Clorofila
- Cinnamaldehyde( aldehído cinámico, aroma de canela)
- B ionona ( aroma de rosas)
-Glucosa
-Sacarosa
- Ácido Oleico
- Lisina
- PET
*Grupos funcionales: Conjunto de átomos que le confieren a la molécula características o
funciones determinadas. Se estudian en química orgánica.
(química orgánica :la rama de la química que estudia una clase numerosa de moléculas que en
su gran mayoría contienen carbono formando enlaces covalentes: carbono-carbono o
carbono-hidrógeno y otros heteroátomos como átomos de nitrógeno, azufre y fósforo)
Fuerzas Intermoleculares
Fuerzas Intermoleculares
-Fuerzas entre moléculas . Estas interacciones las mencionamos anteriormente*, cuando
*
hablamos de retículos covalentes moleculares (Guía 2).
Ejemplo: O2 a -218,79 ºC, en
estado sólido.
Celda unitaria del Oxígeno (O2 ). Cada esfera es una
molécula de O2. Las líneas representan interacciones entre moléculas de O2
Las fuerzas intermoleculares son interacciones de tipo electrostático que ocurren entre
moléculas. Son muy dependientes de la temperatura, un aumento produce una disminución en
las interacciones. Son más débiles que los enlaces químicos, en un orden 100 veces menor.La
distancia de unión es a nivel de varios Å.
Explican puntos de fusión, punto de ebullición, viscosidad, entre otras muchas propiedades de
las sustancias.
1) Fuerzas de Van der Waals
a) Dipolo-dipolo. Ocurren entre moléculas polares cuando la zona positiva de una de
ellas interacciona con la zona negativa de otra.
Ejemplo: Interacciones entre moléculas de acetona (CH3COCH3) Figura 2.
Figura 2 Moléculas de acetona de geometría triangular
Interacciones entre polos positivos y
negativos de moléculas de acetona
A temperatura ambiente la acetona está en estado líquido.
b) Dipolo-dipolo inducido. Ocurren entre moléculas polares y moléculas con dipolos
inducidos.
Moléculas con dipolos inducidos: Son moléculas no polares que al estar en presencia de
una molécula polar o un ion se polarizan, produciéndose el corrimiento temporal de su
nube electrónica y generándose polos.
En las moléculas con polos permanentes también pueden producirse polos transitorios
frente a una molécula polar o un ion.
Figura 3
Figura 3 Polarización de la molécula de O2 y establecimiento de la interacción
dipolo-dipolo inducido
c) Dipolo inducido-dipolo inducido (De dispersión o London) .Ocurren entre
moléculas con dipolos inducidos. Ver Figura 4. Estas fuerzas aumentan con la masa
molar. Como las moléculas con mayor masa molar tienden a tener más electrones y los
núcleos atraen con menos fuerza a los electrones más externos, sus nubes electrónicas
son más polarizables.
Figura 4
Dipolos inducidos
Dipolos inducidos
Dipolos inducidos
Interacciones entre moléculas con dipolos inducidos y transitorios, inicialmente no polares
2) Fuerzas Puente de Hidrógeno. Son un tipo de dipolo-dipolo, pero se las clasifica
aparte por ser muy intensas.
Se establece cuando hay hidrógenos situados entre dos átomos muy electronegativos.
Ver figura 5 y 6. Por tanto, formalmente existe en moléculas conteniendo F, O y N
(excepcionalmente, y de forma más débil, Cl y S).
Figura 5
Interacciones puente de hidrógeno entre moléculas de HF. Las líneas continuas
representan enlaces covalentes, intramoleculares, las líneas de puntos representan
interacciones puente de hidrógeno.
Figura 6
Moléculas de agua interaccionando mediante
enlaces puente de hidrógeno.
3) Fuerzas entre iones y moléculas polares. Ocurren entre iones y moléculas con
dipolos permanentes.Figura 7
Figura 7 Moléculas de agua interaccionando con
iones. Fuente http://www.ugr.es/~mota/QG_F-TEMA_3-2017-Fuerzas_intermoleculares.pdf