geometría molecular

1. Enlaces químicos II:
Geometría molecular e hibridación
de orbitales atómicos
Capítulo 10
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2. Modelo de repulsión de los pares electrónicos de la
capa de valencia (RPECV):
Predicción de la geometría de las moléculas mediante la
repulsión electroestática de pares de electrones compartidos
y libres.
AB
2 2 0
Clase
# de átomos
unidos al átomo
central
# de pares
libres en el
átomo central
Arreglo de los pares
de electrones
Geometría
molecular
10.1
lineal lineal
B B

3. Cl Cl Be
2 átomos enlazados al átomo central
0 pares de electrones libres en el átomo central
10.1

4. AB
2 2 0 lineal lineal
Clase
# de átomos
unidos al
átomo central

# de pares
electrones
libres en el
átomo central

Geometría
molecular
RPECV
AB
3 3
0
triangular
plana
triangular
plana
10.1
Arreglo de
los pares de
electrones

5. 10.1

6. AB
2 2 0 lineal lineal
Clase
# de átomos
unidos al
átomo central
# de pares de
electrones libres
en el átomo
central

Geometría
molecular
RPECV
AB
3 3 0
triangular
plana
triangular
plana
10.1
AB
4 4 0 tetrahédrica tetrahédrica
Arreglo de
los pares de
electrones

7. 10.1

8. AB
2 2 0 lineal lineal
Clase
# de átomos
unidos al
átomo central
# de
electrones
libres en el
átomo central

Arreglo de los pares
de electrones
Geometría
molecular
RPECV
AB
3 3 0
triangular
plana
triangular
plana
10.1
AB
4 4 0 tetrahédrico tetrahédrico
AB
5 5 0
triangular
bipiramidal
triangular
bipiramidal

9. 10.1

10. AB
2 2 0 lineal lineal
Clase
# de átomos
pegados al
átomo central
# de pares
libres en el
átomo
central

Arreglo de los
pares de
electrones

Geometría
molecular
RPECV
AB
3 3 0
triangular
plano
triangular
plano
10.1
AB
4 4 0 tetrahédrico tetrahédrico
AB
5 5 0
triangular
bipiramidal
triangular
bipiramidal
AB
6 6 0 octahédrico octahédrico

11. 10.1

12. 10.1

13. pares compartidos vs.
pares compartidos
pares libres vs.
pares libres
pares libres
vs. pares compartidos
> >
Comparación de la repulsión entre pares de electrones

14. Clase
# de átomos
pegados al
átomo central

# de pares
libres en el
átomo
central

Arreglo de los
pares de
electrones

Geometría
molecular
RPECV
AB
3 3 0
triangular
plana
triangular
plana
AB
2E 2 1
triangular
plana
doblada
10.1

15. Clase
# de átomos
pegados al
átomo central

# de pares
libres en el
átomo
central

Arreglo de los
pares de
electrones

Geometría
molecular
RPECV
AB
3E 3 1
AB
4 4 0 tetrahédrica tetrahédrica
tetrahédrica
triangular
piramidal
10.1

16. Clase
# de átomos
pegados al
átomo central
# de pares
libres en el
átomo
central

Arreglo de los
pares de
electrones

Geometría
molecular
RPECV
AB
4 4 0 tetrahédrico tetrahédrico
10.1
AB
3E 3 1 tetrahédrico
triangular
piramidal
AB
2E
2 2 2 tetrahédrico doblada
H
O
H

17. Clase
# de átomos
pegados al
átomo central

# de pares
libres en el
átomo
central

Arreglo de los
pares de
electrones

Geometría
molecular
RPECV
10.1
AB
5 5 0 triangular
bipiramidal
triangular
bipiramidal
AB
4E 4 1
triangular
bipiramidal
tetrahedro
deformado

18. Clase
# de átomos
pegados al
átomo central

# de pares
libres en el
átomo
central

Arreglo de los
pares de
electrones

Geometría
molecular
VSEPR
10.1
AB
5 5 0
triangular
bipiramidal
triangular
bipiramidal
AB
4E 4 1
triangular
bipiramidal
tetrahedro
deformado
AB
3E
2 3 2
triangular
bipiramidal
Forma de
T
Cl F
F
F

19. Clase
# de átomos
pegados al
átomo central

# de pares
libres en el
átomo
central

Arreglo de los
pares de
electrones

Geometría
molecular
VSEPR
10.1
AB
5 5 0
triangular
bipiramidal
triangular
bipiramidal
AB
4E 4 1
triangular
bipiramidal
tetrahedro
deformado
AB
3E
2 3 2
triangular
bipiramidal
en forma
de T
AB
2E
3 2 3
triangular
bipiramidal
lineal
I
I
I

20. Clase
# de átomos
pegados al
átomo central

# de pares
libres en el
átomo
central

Arreglo de los
pares de
electrones

Geometría
molecular
VSEPR
10.1
AB
6 6 0 octahédrico octahédrico
AB
5E 5 1 octahédrico
piramidal
cuadrada
Br
F F
F F
F

21. Clase
# de átomos
pegados al
átomo central
# de pares
libres en el
átomo
central

Arreglo de los
pares de
electrones

Geometría
molecular
VSEPR
10.1
AB
6 6 0 octahédrico octahédrico
AB
5E 5 1 octahédrico
piramidal
cauadrada
AB
4E
2 4 2 octahédrico
cuadrada
plana
Xe
F F
F F

22. 10.1

23. Predicción de la geometría molecular
1.Escribir la estructura de Lewis para una molécula.
2.Contar el número de pares de electrones en el átomo central y
el numero de átomos unidos al átomo central.
3.Usar el RPECV para predecir la geometría de la molécula.
¿Cual es la geometría molecular del SO
2 y del SF
4?
S O O
AB
2E
ligado
S
F
F
F F
AB
4E
tetrahedro
deformado

10.1

24. Momentos dipolares y moleculas
polares
10.2
H F

Región de alta
densidad electrónica

Región de baja
densidad electrónica
d+
d-
m = Q x r
Q es la carga
r es la distancia entre dos cargas
1 D = 3.36 x 10
-30
C m

25. 10.2

26. 10.2
¿Cuáles de las siguientes moléculas tienen un
momento dipolar?
H
2O, CO
2, SO
2, y CH
4
O
momento dipolar
(molécula polar)
S
C O O
momento no
dipolar (molécula
no polar)
momento dipolar
(molécula polar)
C
H
H
H H
momento no
dipolar
(molécula no polar)

27. ¿Tiene el BF
3 un
momento dipolar?
10.2

28. ¿Tiene CH
2Cl
2 un
momento dipolar?
10.2

29. 10.2

30. Energía de enlace Longitud de
enlace
H
2
F
2
436.4 kJ/mol
150.6 kJ/mol
74 pm
142 pm
Teoría del enlace valencia: los enlaces se forman
compartiendo electrones mediante traslapes de
orbitales átomicos.
Traslape de
2 1s
2 2p
¿Cómo explica la teoria de Lewis los enlaces en H
2 y F
2?
Compartiendo dos electrones entre dos átomos.
10.3

31. 10.3
Cambio en la energía potencial de dos átomos de hidrógeno
en función de la distancia que los separa

32. Variación en la densidad
electrónica de dos
átomos de hidrógeno
mientras se aproximan
uno al otro.
10.3

33. La teoría del enlace valencia y el NH
3
N – 1s
2
2s
2
2p
3

3 H – 1s
1

Si los enlaces se forman a partir de un traslape de
3 orbitales 2p del nitrógeno con un orbital 1s en
cada átomo de hidrógeno, ¿cuál sería la geometría
de la molécula del NH
3?
Con
3 orbitales 2p
el ángulo sería de
90
0
El ángulo de enlace
del H-N-H
es 107.3
0
10.4

34. Hibridación – Mezcla de 2 o más orbitales atómicos
para formar nuevos orbitales híbridos
1.Al mezclar al menos 2 orbitales diferentes se forman los
orbitales híbridos, los cuales tienen una forma distinta a los
originales.
2.El número de orbitales híbridos es igual al número de
orbítales puros usados en la hibridación.
3.Los enlaces covalentes están formados por:
a.La superposición de orbitales híbridos con orbitales
atómicos.
b.La superposición de orbitales híbridos con orbitales
híbridos.
10.4

35. 10.4
Formación de orbitales híbridos sp3

36. 10.4

37. 10.4
Predicción del
ángulo de enalce

38. Formación de orbitales híbridos sp
10.4

39. Formación de orbitales híbridos sp
2

10.4

40. # de pares de
electrones libres
+
# átomos unidos
Hibridación Ejemplos
2
3
4
5
6
sp
sp
2

sp
3

sp
3
d
sp
3
d
2

BeCl
2
BF
3
CH
4, NH
3, H
2O
PCl
5
SF
6
¿Como predecir la hibridación del átomo central?
1.Escriba la estructura de Lewis de la molécula.
2.Cuente el número de pares de electrones libres y
el de átomos unidos al átomo central.
10.4

41. 10.4

42. 10.5

43. 10.5

44. Enlace Sigma (s) – Reparto de la densidad electrónica entre los 2 átomos
Enlace Pi (p) – reparto de la densidad electrónica del enlace arriba y abajo
del eje central de enlace entre los átomos.

10.5

45. 10.5

46. 10.5

47. 10.5

48. Descripción del enlace en el CH
2O.
C
H
O
H
C – 3 átomos unidos, 0 pares de electrones libres
C – sp
2

10.5

49. Enlaces Sigma (s) y Pi (p)
Enlace simple 1 enlace sigma
Enlace doble 1 enlace sigma y 1 enlace pi
Enlace triple 1 enlace sigma y 2 enlaces pi
¿Cuantos enlaces s y p hay en la mólecula del ácido
acético (vinagre) CH
3COOH?
C
H
H
C H
O

O H
enlaces s = 6 +1 = 7
enlaces p = 1
10.5

50. Teoría del orbital molecular– los enlaces se forman
a partir de la interacción de orbitales átomícos para
formar orbitales moleculares.
O
O
No hay e
-
libres en el centro
Debería ser diamagnético
Experimentalmente se observa que el O
2 es paramagnético
10.6

51. Niveles de energía de enlace y de antienlace en el
orbital molecular del hidrógeno (H
2).
Un orbital molecular tiene menos energía y mayor
estabilidad que los orbitales átomicos que lo formaron.
Un antienlace molecular orbital tiene más energía y
menor estabilidad que los orbitales átomicos que lo
formaron.
10.6

52. 10.6

53. 10.6

54. Dos interacciones posibles entre dos orbitales equivalentes p

55. 10.6

56. 1.El número de orbitales moleculares (OMs) siempre es
igual al número de orbitales atómicos combinados.
2.Entre más estable es el enlace OM, menos estable es el
antienlace correspondiente.
3.Los OMs se llenan de acuerdo con su nivel de energía.
4.Cada OM puede tener hasta dos electrones.
5.Se utiliza la regla de Hund cuando se añaden electrones a
los OMs del mismo nivel de energía.
6.El número de electrones en los OMs es igual a la suma de
todos los electrones en los átomos unidos.
10.7
Configuraciones de orbitales moleculares (OM)

57. orden de enlace =
1
2
Número de
electrones en
enlaces OM
Número de
electrones en
antienlaces OM (
- )
10.7
orden de
enlace
½ 1 0 ½

58. 10.7

59. Los orbitales moleculares deslocalizados no están confinados entre
dos átomos enlazados adyacentes, sino que en realidad están
dispersos sobre tres o más átomos.
10.8

60. Densidad electrónica por encima y por debajo del
plano de la molécula
10.8

61. 10.8