GEOMETRÍA MOLECULAR Y
TEORÍAS DE ENLACE
Algunas definiciones previas:
GEOMETRÍA MOLECULAR Y
TEORÍAS DE ENLACE
COVALENTE
•Par no enlazante o par solitario: dominio de e- que está situado principalmente
en un átomo
• Par enlazante o par compartido: región de alta densidad electrónica de la capa
de valencia de un átomo central.
• Átomo central: todo átomo que esté unido a más de un átomo diferente
• Grupo electrónico: consiste en un par no enlazante, un enlace simple o un
enlace múltiple
GEOMETRÍA MOLECULAR Y
TEORÍAS DE ENLACE
TEORÍA DE REPULSIÓN DE LOS PARES ELECTRÓNICOS DE LA
CAPA DE VALENCIA (RPECV)
“ Los grupos de electrones de la capa de valencia del átomo central se repelen
entre sí y se ordenan alrededor del átomo central de manera que la repulsión
entre ellos sea lo más pequeña posible, lo que da como resultado una máxima
separación de los grupos electrónicos alrededor del átomo central”
TEORÍA DE REPULSIÓN DE LOS PARES
ELECTRÓNICOS DE LA CAPA DE VALENCIA
(RPECV)
IMPORTANTE!!!
• Cada átomo unido se cuenta como un grupo electrónico,
no importa si el enlace es simple, doble o triple
• Un par no compartido de electrones de valencia del átomo
central se cuenta como un solo grupo electrónico
TEORÍA DE REPULSIÓN DE LOS PARES
ELECTRÓNICOS DE LA CAPA DE VALENCIA
(RPECV)
• Cuando los grupos electrónicos están lo más
separados posible, la molécula o ion es más estable!
• La distribución de los grupos electrónicos alrededor
del átomo central se llama: GEOMETRÍA ELECTRÓNICA
NH3
..
CO2
CH4
NO3-
Átomo central
C
N
C
N
Nº de átomos unidos al átomo central
2
3
4
3
Nº de pares no compartidos al átomo central
0
1
0
0
Nº total de grupos electrónicos
2
4
4
3
Geometría electrónica en
función del número de grupos
electrónicos del átomo central
TEORÍA DE REPULSIÓN DE LOS PARES
ELECTRÓNICOS DE LA CAPA DE VALENCIA
(RPECV)
GEOMETRÍA ELECTRÓNICA
distribución de los grupos
electrónicos alrededor del
átomo central
POLARIDAD DE LA MOLÉCULA
GEOMETRÍA MOLECULAR
distribución de los átomos
alrededor del átomo
central
Cuando una molécula tiene más de dos átomos unidos por enlaces polares se
deben tener en cuenta la distribución de los dipolos para resolver si la molécula
es polar o no.
*B es más EN que A
B
B
B
A
B
B
En el modelo RPECV, predecimos la
geometría molecular de una molécula o
ion a partir de su geometría electrónica!
A
A
B
Los dipolos se
cancelan!!
Dipolo neto = 0
MOLÉCULA NO POLAR
B
A
B
Los dipolos NO se
cancelan, se suman!!
Dipolo neto > 0
MOLÉCULA POLAR
Los pares no compartidos también pueden afectar la magnitud y dirección del dipolo neto!
POLARIDAD DE LA MOLÉCULA
POLARIDAD DE LA MOLÉCULA
Ejemplos:
O
C
O
Ejemplos:
Los dipolos se
cancelan!!
Dipolo neto = 0
MOLÉCULA NO POLAR
H
O
H
Los dipolos NO se
cancelan, se suman!!
Dipolo neto > 0
MOLÉCULA POLAR
TEORÍA DE REPULSIÓN DE LOS PARES
ELECTRÓNICOS DE LA CAPA DE VALENCIA
(RPECV)
RPECV predice la forma de las
moléculas, es decir la distribución u
orientación espacial de los átomos
en una molécula o ion poliatómico
Pero no explica por qué existen los enlaces
entre los átomos…
TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (TEV)
La TEV describe cómo se forma el
enlace en términos de la
superposición de orbitales atómicos
Las dos teorías se complementan para describir bien el enlace
HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS
TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (TEV)
• En la teoría de Lewis, se forman
enlaces covalentes cuando los átomos
comparten electrones. Ello concentra
la densidad electrónica entre los
núcleos.
o El número de orbitales híbridos es igual al número
total de orbitales atómicos que se combinan
o Ejemplo:
Orbital híbrido sp: se combina un orbital puro s y
uno orbital p
• En la TEV, la acumulación de
densidad electrónica entre dos
núcleos ocurre cuando un orbital
atómico de valencia de un átomo se
fusiona con uno de otro átomo.
HIBRIDACIÓN
sp
2p
2p
2s
Dos orbitales híbridos sp
• Se dice entonces que los orbitales
comparten una región del espacio, o
que se traslapan
ESTRUCTURA MOLECULAR
ESTRUCTURA MOLECULAR
Para determinar la estructura de la molécula utilizamos:
A
Átomo central
Bn
Par de e- compartidos
Ejemplos:
• BeCl2, BeBr2, BeI2 (en estado gaseoso)
• CdX2 y HgX2
..
:Cl
Par de e- NO compartidos
ESTRUCTURA MOLECULAR
..
Cl:
Be
HIBRIDACIÓN
Be [He]
2p
2s
..
:Cl
Be
3.0
1.5
..
ΔEN
..
Cl:
..
EN =
1.5
..
Cl:
• Según TEV:
..
..
• Ambos pares
electrónicos son
enlazantes, geometría
molecular lineal
..
:Cl
Be
ESTRUCTURA MOLECULAR
AB2
• Según RPECV los dos
pares de e- del Be forman
un ángulo de 180º,
geometría electrónica
lineal
..
Un
Covalentes, lineales (180º), no polares
X=Cl, Br o I
..
ABnUn
1) GEOMETRÍA ELECTRÓNICA LINEAL: especies AB2
(sin pares de e- no compartidos en A)
3.0
1.5
DIPOLO NETO = 0
Orbitales atómicos puros
Be [He]
sp
2p
ESTRUCTURA MOLECULAR
ESTRUCTURA MOLECULAR
2) GEOMETRÍA ELECTRÓNICA PLANA TRIGONAL:
especies AB3 (sin pares de e- no compartidos en A)
Cl
Cl
• Según RPECV, cada átomo
de F ocupa el vértice de un
triángulo equilátero, geometría
electrónica plana trigonal
(separación máxima entre los
tres grupos electrónicos)
Cl
Cl
• Siempre que haya dos grupos electrónicos en el átomo
central, la hibridación de éste siempre será sp.
B
• Las moléculas e iones AB2 sin pares no compartidos en el
átomo central, tienen geometría electrónica lineal, geometría
molecular lineal e hibridación sp.
EN =
ΔEN
F
• Geometría molecular también
plana trigonal
2.0 4.0
2.0
DIPOLO NETO = 0
ESTRUCTURA MOLECULAR
ESTRUCTURA MOLECULAR
• Según TEV:
HIBRIDACIÓN
B [He]
2p
B [He]
sp2
2p
2s
• Siempre que haya tres grupos electrónicos en el átomo
central, la hibridación de éste siempre será sp2.
• Las moléculas e iones AB3 sin pares no compartidos en el
átomo central, tienen geometría electrónica plana trigonal,
geometría molecular plana trigonal e hibridación sp2.
ESTRUCTURA MOLECULAR
ESTRUCTURA MOLECULAR
3) GEOMETRÍA ELECTRÓNICA TETRAÉDRICA:
especies AB4 (sin pares de e- no compartidos en A)
H
H
H
H
• Predice geometría electrónica
tetraédrica y geometría
molecular tetraédrica
Cuando en una molécula o ion poliatómico no hay pares de e- de valencia no
compartidos en el átomo central, la geometría molecular y la electrónica son
iguales
C
H
• Según RPECV, los cuatro
pares de electrones de la capa
de valencia están dirigidos a los
vértices de un tetraedro regular
C
EN =
ΔEN
H
2.5 2.1
0.4
DIPOLO NETO = 0
C
H
H
H
ESTRUCTURA MOLECULAR
ESTRUCTURA MOLECULAR
3) GEOMETRÍA ELECTRÓNICA TETRAÉDRICA:
especies AB4 (sin pares de e- no compartidos en A)
F
C
F
F
F
F
C
H
C
EN =
ΔEN
F
F
2.5 4.0
1.5
F
DIPOLO NETO = 0
H
C
H
H
F
H
DIPOLO NETO > 0
C
F
F
DIPOLO NETO > 0
F
ESTRUCTURA MOLECULAR
ESTRUCTURA MOLECULAR
• Según TEV:
HIBRIDACIÓN
C [He]
2p
C [He]
sp3
2s
ESTRUCTURA MOLECULAR
ESTRUCTURA MOLECULAR
4) GEOMETRÍA ELECTRÓNICA TETRAÉDRICA:
especies AB3 U (un par de e- no compartidos en A)
..
• Siempre que haya cuatro grupos electrónicos en el átomo
central, la hibridación de éste siempre será sp3.
• Las moléculas e iones AB4 sin pares no compartidos en el
átomo central, tienen geometría electrónica tetraédrica,
geometría molecular tetraédrica e hibridación sp3 en el átomo
central.
..
N
H
H
H
N
F
F
F
ESTRUCTURA MOLECULAR
AB3 U
..
H
• Dado a que la geometría molecular piramidal trigonal es un fragmento de la
geometría electrónica tetraédrica, se espera que el ángulo H N H sea muy
parecido a 109,5º.
..
N
H
ESTRUCTURA MOLECULAR
Par enlazado
asociado a dos
núcleos
H
N
F
H
F
F
Geometría molecular PIRAMIDAL TRIGONAL
109,5º
C
H
H
H
Cuando en una molécula o ion poliatómico que tienen pares solitarios (no
compartidos) en los e- de valencia del átomo central, la geometría molecular y la
electrónica NO pueden ser iguales
Par no compartido
asociado a un
núcleo
..
107,3º
N
H
H
H
• Los pares de e- no compartidos ocupan más espacio que los
pares enlazados.
• Un par no compartido solo experimenta la fuerza de atracción
intensa de un solo átomo, por eso puede extenderse y ocupar
más espacio
ESTRUCTURA MOLECULAR
..
..
..
102,1º
107,3º
N
H
ESTRUCTURA MOLECULAR
H
H
N
F
F
DIPOLO NETO > 0
(más grande)
N
H
F
H
DIPOLO NETO > 0
(pequeño)
El par no compartido puede acercarse más al N en el NF3 (N más
+) que en NH3 (N más -), por lo tanto, en el NF3 el par no
compartido ejerce mayor repulsión hacia los pares enlazados que
en el NH3
ESTRUCTURA MOLECULAR
La repulsión par no
compartido/par enlazado es más
fuerte que la repulsión par
enlazado/par enlazado
H
107,3º
N
F
La repulsión par enlazado
/par enlazado es más débil
en el NF3 que en NH3 debido
a la mayor longitud del
enlace N F
..
F
F
102º
ESTRUCTURA MOLECULAR
• Según TEV:
HIBRIDACIÓN
N [He]
2p
N [He]
sp3
2s
Tanto en NH3 como en NF3 el par de e- no compartido ocupa uno de los
orbitales híbridos sp3
• Las moléculas y iones AB3U con cuatro grupos electrónicos
alrededor del átomo central, por lo general, tienen geometría
electrónica tetraédrica, geometría molecular piramidal
trigonal e hibridación sp3 en el átomo central
ESTRUCTURA MOLECULAR
5) GEOMETRÍA ELECTRÓNICA TETRAÉDRICA:
especies AB2 U2 (dos pares de e- no compartidos en A)
..
H
O
104,5º
O
EN =
ΔEN
H
H
3.5 2.1
1.4
• Los dos pares de e- no
compartidos se repelen con
fuerza entre sí y a los pares de
e- enlazantes.
H
ESTRUCTURA MOLECULAR
• Según TEV:
Postula cuatro orbitales híbridos sp3 centrados en el
átomo de O: dos participan en la formación de enlace y
dos se mantienen como pares no compartidos.
• Estas repulsiones obligan a
los pares enlazantes a estar
más cerca por lo que disminuye
el ángulo.
..
O
H
DIPOLO NETO = 0
• Los dipolos de enlace
refuerzan el efecto de los pares
no compartidos.
ESTRUCTURA MOLECULAR
ESTRUCTURA MOLECULAR
6) GEOMETRÍA ELECTRÓNICA TETRAÉDRICA:
especies ABU3 (tres pares de e- no compartidos en A)
• Los elementos del grupo 7A forman moléculas como
HF, HCl, Cl2, I2
• Las moléculas y iones AB2U2, cada cual con cuatro grupos
electrónicos alrededor del átomo central, por lo general,
tienen geometría electrónica tetraédrica, geometría molecular
angular e hibridación sp3 en el átomo central
ESTRUCTURA MOLECULAR
• Toda molécula diatómica debe ser lineal
ESTRUCTURA MOLECULAR
a
7) GEOMETRÍA ELECTRÓNICA BIPIRAMIDAL
TRIGONAL: especies AB5, AB4U, AB3U2 Y AB2U3
• Cuando no tienen pares de e- no compartidos:
a
F
F
eF
e
P
Fe
F
a
• Según RPECV, los 5
grupos electrónicos
alrededor del átomo
central se colocan en los
vértices y el P en el centro
de una bipirámide trigonal
F
F
180º
P
F
F
• a: átomos axiales
(arriba y abajo del
plano)
P
F
F
F
a
a
90º
eF
120º
F
P
F
a
e F
F e
P
Fe
• e: átomos
ecuatoriales (en
vértices de una base
común)
ESTRUCTURA MOLECULAR
ESTRUCTURA MOLECULAR
• Según TEV:
a
F
F e
Los dipolos se
cancelan entre sí
P
e F
3d
P
Fe
F
3d
HIBRIDACIÓN
P [Ne]
P [Ne]
3p
a
sp3d
3s
EN =
ΔEN
F
2.1 4.0
1.9
• Hay hibridación sp3d del átomo central siempre que existan
cinco grupos electrónicos alrededor del átomo central.
• Las moléculas y iones AB5 sin pares no compartidos en el
átomo central tienen geometría electrónica y molecular
bipiramidal trigonal e hibridación sp3d en el átomo central
DIPOLO NETO = 0
ESTRUCTURA MOLECULAR
ESTRUCTURA MOLECULAR
El par no compartido, en qué posición es más estable???
• Cuando tienen pares de e- no compartidos:
F
F
..
S
F
F
AB4U
a
:
• El S tiene cinco grupos
electrónicos, por lo tanto
responde a la geometría
electrónica bipiramidal
trigonal y orbitales híbridos
sp3d
e
e
ESTRUCTURA MOLECULAR
F
F
S
F
F
F
• Según RPECV, los seis grupos
electrónicos alrededor del átomo central se
colocan en los vértices de un octaedro
regular
• Los ángulos de enlace FSF son de 90 y
180º.
• El enlace SF es muy polar pero los
dipolos se cancelan
• Como no hay pares de e- no
compartidos, la geometría electrónica y
molecular son iguales
X
• El par no compartido
está menos aglomerado
en la posición ecuatorial
X
a
F
e
a
e
7) GEOMETRÍA ELECTRÓNICA OCTAÉDRICA:
especies AB6, AB5U Y AB4U2
o
S
..
P
ESTRUCTURA MOLECULAR
• Según TEV:
3d
3d
HIBRIDACIÓN
P [Ne]
3p
P [Ne]
sp d
3 2
3s
• Hay hibridación sp3d2 del átomo central siempre que existan
seis grupos electrónicos alrededor del átomo central.
• Las moléculas y iones AB6 sin pares no compartidos en el
átomo central tienen geometría electrónica y molecular
octaédrica e hibridación sp3d2 en el átomo central
ENLACES SIGMA Y PI
ENLACES SIGMA Y PI
ENLACE SIGMA
ENLACE PI
Resulta de la superposición frontal de orbitales
atómicos; la región donde se comparten los e- es a lo
largo y en forma cilíndrica alrededor de una línea
imaginaria que conecta los átomos enlazados
Resulta de la superposición lateral de orbitales
atómicos; las regiones donde se comparten los e- son
en lados opuestos de una línea imaginaria que conecta
los átomos enlazados y paralelos a esta línea
Todos los enlaces simples son sigma y en la formación de
enlaces intervienen orbitales atómicos puros y orbitales híbridos
ENLACES MÚLTIPLES
TEORÍA DE ORBITALES
MOLECULARES (TOM)
Las estructuras de Lewis, la teoría RPECV y TEV proporcionan una buena
información para describir el enlace covalente y las estructuras
moleculares. Sin embargo, no dan explicación suficiente de los espectros
electrónicos de las moléculas o del paramagnetismo del Oxígeno…
• Un enlace doble tiene un enlace sigma y un enlace pi
• Un enlace triple tiene un enlace sigma y dos pi
etileno
acetileno
ORBITALES MOLECULARES
ü Son funciones matemáticas que se relacionan con la
PROBABILIDAD de encontrar electrones en ciertas
regiones de la molécula
ü Sólo pueden contener dos electrones con espines
opuestos
TEORÍA DE ORBITALES
MOLECULARES (TOM)
Cuando dos átomos se aproximan, las dos funciones de onda se combinan e
interfieren de forma CONSTRUCTIVA o DESTRUCTIVA.
INTERFERENCIA CONSTRUCTIVA:
•Adición de dos funciones matemáticas (en fase).
•Cuando los orbitales se solapan en fase, tiene lugar una interacción
constructiva en la región entre los núcleos y se produce un orbital enlazante
•La energía del orbital enlazante es más baja (más estable) que las energías
de los orbitales que se combianan.
•Se produce una densidad de carga electrónica alta entre los núcleos, lo que
hace reducir la repulsión entre núcleos con carga positiva y ocasiona un
enlace fuerte.
TEORÍA DE ORBITALES
MOLECULARES (TOM)
TEORÍA DE ORBITALES
MOLECULARES (TOM)
INTERFERENCIA DESTRUCTIVA:
•Sustracción de dos funciones matemáticas (signo negativo indica que las
ondas no están en fase).
•Cuando los orbitales se solapan en oposición de fase, tiene lugar una
interacción destructiva que reduce la probabilidad de encontrar electrones en
la región entre los núcleos, se produce un orbital antienlazante
•La energía del orbital antienlazante es más alta (menos estable) que las
energías de los orbitales originales.
EL SOLAPAMIENTO DE DOS ORBITALES ATÓMICOS
PRODUCE SIEMPRE DOS OM, UNO ENLAZANTE Y
OTRO ANTIENLAZANTE
TEORÍA DE ORBITALES
MOLECULARES (TOM)
ORBITALES MOLECULARES ENLAZANTES Y
ANTIENLAZANTES
El orbital enlazante es la suma de los OA:
El orbital antienlazante es la resta de los OA:
TEORÍA DE ORBITALES
MOLECULARES (TOM)
ORBITALES MOLECULARES PI
TEORÍA DE ORBITALES
MOLECULARES (TOM)
TEORÍA DE ORBITALES
MOLECULARES (TOM)
TEORÍA DE ORBITALES
MOLECULARES (TOM)
IMPORTANTE!!
ü El nº de OM que se forman es igual al nº de OA que se
combinan
ü Cuando dos OA se combinan, se forman dos OM, uno de los
cuales es un OM enlazante con una energía menor que la de
los OA. El otro es un OM antienlazante con energía mayor
ü En la configuración del estado fundamental, los electrones se
colocan en los OM disponibles de energía más baja
ü El nº máximo de electrones de un OM dado es dos (Principio
de Pauli)
ü En la configuración del estado fundamental los electrones se
colocan en los OM de idéntica energía en forma individual
antes de emparejarse (regla de Hund)
TEORÍA DE ORBITALES
MOLECULARES (TOM)
DIAGRAMAS DE NIVELES DE ENERGÍA
TEORÍA DE ORBITALES
MOLECULARES (TOM)
ORDEN DE ENLACE
Orden de enlace =
Nº electrones en OM enlazantes – nº electrones en OM antienlazantes
2
§ Un orden de enlace = 0 significa que la molécula tiene el mismo número
de electrones en OM enlazantes y antienlazantes. Tal molécula no sería
más estable que los átomos por separado, por lo que no existiría)
§ Un orden de enlace mayor a 0 significa que hay más electrones en OM
enlazantes (estabilización) que en OM antienlazantes (desestabilización).
Tal molécula sería más estable que los átomos por separado
TEORÍA DE ORBITALES
MOLECULARES (TOM)
MOLÉCULAS DIATÓMICAS HOMONUCLEARES
Primer período: H2 He2
TEORÍA DE ORBITALES
MOLECULARES (TOM)
MOLÉCULAS DIATÓMICAS HOMONUCLEARES
Segundo periodo: Li2, Be2, B2, C2, N2
TEORÍA DE ORBITALES
MOLECULARES (TOM)
3) ENLACE METÁLICO
EXPLICACIÓN POR TOM DE LA MOLÉCULA DE O2
EXPLICA EL PARAMAGNETISMO!!!
• Los átomos de los metales pierden fácilmente los
electrones de valencia y se convierten en iones positivos,
por ejemplo Na+, Cu+2, Mg+2. Los iones positivos
resultantes se ordenan en el espacio formando la red
metálica.
• Los núcleos de los
metales se organizan
en estructuras
ordenadas
EL MODELO DEL MAR DE
ELECTRONES
• Los electrones desprendidos forman una nube o mar de
electrones que puede desplazarse a través de toda la red.
Así el conjunto de iones positivos del metal queda unido
mediante la nube de electrones con carga negativa que
los envuelve.
• El enlace no es entre átomos, sino más bien entre
cationes metálicos y lo que fueron sus electrones. –
fuerzas de atracción-
TEORÍA DE BANDAS
• Utiliza el concepto del orbital molecular (TOM)
• Se combinan infinidad de OA por lo que se producen
bandas de OM (en un metal el nº de OA que
interaccionan es muy grande, por lo tanto el nº de OM
tambiés es grande)
• Los e- ocupan los OM enlazantes de menor energía
(banda de valencia)
EL MODELO DEL MAR DE
ELECTRONES
• El mar de electrones libres le confieren las propiedades
de lo metales como:
ü Su conductividad eléctrica
ü Su absorción a la luz (son opacos)
ü Su irradiación de la luz (lustrosos)
ü Su facilidad de deformación (dúctiles o maleables)
TEORÍA DE BANDAS
Banda de valencia: los e- no son
móviles, no contribuyendo a la conducción
de la corriente eléctrica
Banda de conducción: es la banda
ubicada sobre la banda de valencia. Se
encuentra parcialmente llena. Excitando con
una pequeña cantidad de energía se puede
iniciar el desplazamiento de los eBanda prohibida: está ubicada entre la
banda de conducción y la banda de
valencia. Son niveles continuos de energía
que no pueden ser ocupados por portadores
de carga
CARACTERÍSTICAS DEL ENLACE
METÁLICO
1) Conductividad eléctrica.
Se da por la presencia de un gran número de electrones móviles
2) Buenos conductores del calor.
El calor se transporta a través de los metales por las colisiones entre
electrones que se producen con mucha frecuencia.
3) Brillo
4) Puntos de fusión y ebullición altos
CARACTERÍSTICAS DEL ENLACE
METÁLICO
5) Ductilidad y maleabilidad
En un metal, los electrones actúan como un pegamento flexible que
mantiene los núcleos atómicos juntos, los cuales pueden
desplazarse unos sobre otros.
Por lo tanto los cristales metálicos pueden deformarse sin romperse.