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- 1. 1 GEOMETRÍA MOLECULAR QUÍMICA CBC ANALÍA BURGOS 2016
- 2. 2 INDICE 3. Propiedades de las sustancias moleculares. 4. Polaridad de moléculas diatómicas 6. Postulados de la teoría de repulsión de pares de electrones de valencia (TRePEV)
- 3. 3 1.PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS MOLECULARES Conocemos distintas sustancias moleculares que existen a temperatura ambiente en distintos estados de agregación. Por ejemplo, todos sabemos que el oxígeno del aire que respiramos (O2) se encuentra en estado gaseoso, el agua (H2O) se encuentra en estado líquido y el iodo (I2) es un sólido a temperatura ambiente. ¿Por qué todas estas moléculas no se encuentran en el mismo estado de agregación? Todos sabemos que el H2O a temperatura ambiente se encuentra en estado líquido. ¿Cuál es la diferencia con el H2O en estado gaseoso? Obviamente sigue siendo H2O sólo que las moléculas se encuentran más separadas: H2O Líquida Gaseosa Esto se debe a que entre las moléculas existen fuerzas de atracción denominadas fuerzas intermoleculares:
- 4. 4 Fuerzas intermolecularesFuerzas intermoleculares Por lo tanto, para pasar del estado líquido al estado gaseoso debemos entregar energía en forma de calor para vencer las fuerzas de atracción existente entre las moléculas. Cuanto más intensas sean las fuerzas de atracción existentes entre las moléculas, más energía debemos entregar para separarlas es decir para pasar de un estado de agregación a otro. La intensidad de las fuerzas intermoleculares está directamente relacionada a la polaridad de las moléculas. Y, a su vez, la polaridad de las moléculas formadas por más de dos átomos está relacionada con la forma de las mismas. Por ello veremos en primer término la polaridad de las moléculas diatómicas y luego su geometría molecular para poder predecir cuáles serán las fuerzas intermoleculares y su intensidad. 2. POLARIDAD DE MOLÉCULAS DIATÓMICAS Si la molécula está formada por átomos iguales (o de igual electronegatividad), ambos atraen por igual a los electrones de la unión por lo que resulta que el enlace covalente será no polar (la distribución de carga ó nube electrónica está distribuida en forma simétrica).
- 5. 5 Si en cambio la molécula está formada por átomos distintos, la distribución electrónica no será simétrica y el enlace será polar. Una unión covalente es más polar cuanto mayor es la diferencia de electronegatividades de los átomos que se unen. La polaridad se mide por medio del momento dipolar (µ) que está relacionado con la carga situada en cualquiera de los polos y la distancia que los separa. Si una molécula es polar tendrá µ ≠ 0, mientras que si es no polar tendrá µ = 0. X-X No polar (µ = 0) X-Y Polar (µ ≠ 0) Excepto que la electronegatividad de X y de Y sea igual ó muy parecida.
- 6. 6 Si la molécula está formada por más de 2 átomos, podremos saber la polaridad del enlace pero para saber la polaridad de la molécula debemos conocer su geometría. Para ello veremos la Teoría de Repulsión de Pares Electrónicos de Valencia (TRePEV). 2223. TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE ELECTRONES DE VALENCIA Esta teoría nos va a ayudar a predecir las geometrías de las moléculas basándonos en los pares de electrones que rodean al átomo central. Para comprenderla mejor utilizaremos imágenes obtenidas de un simulador que se puede obtener de la página: https://phet.colorado.edu/es/ Consta de 4 postulados: Por lo tanto, para averiguar la GM primero debemos realizar la estructura de Lewis y observar los pares de electrones que rodean al átomo central. Por ejemplo, en el caso del amoníaco (NH3) la geometría depende de los 4 pares de electrones que rodean al N (tanto de los pares compartidos como de los pares no enlazados): 1. La geometría molecular (GM) depende de los pares de electrones compartidos y sin compartir que rodean al átomo central y que, en general, se distribuyen de a pares. par de electrones no enlazados
- 7. 7 Es decir, en la Lewis, ubicamos a los pares de electrones que rodean al átomo central a la mayor distancia posible en el espacio. 2 pares 3 pares 4 pares GE: LINEAL PLANA TRIANGULAR TETRAEDRICA 180° 120° 109,5° El ángulo de enlace dependerá de varios factores que son los siguientes Pares de electrones sin compartir sobre el átomo central 2. Los pares de electrones se repelen, por lo que se ubican en el espacio lo más lejos posible para que la repulsión sea mínima. 3. Los pares de electrones libres se repelen con mayor intensidad que los pares compartidos por lo que ocupan más espacio, achicando el ángulo de enlace. También el ángulo de enlace está determinado por el tamaño de los sustituyentes, (si éstos son de gran tamaño el ángulo aumentará), y por la electronegatividad tanto del átomo central como de los átomos unidos al átomo central.
- 8. 8 Por ejemplo, en el caso del amoníaco que posee un par de electrones sin compartir sobre el N, veremos que debido a que esos electrones están atraídos sólo por el núcleo del N se pueden mover más libremente: 109,5° 107° Al moverse más libremente empujan a los otros pares de electrones y achican el ángulo de enlace. Tamaño de los sustituyentes. Si los átomos unidos al central tienen diferentes tamaños, los ángulos se modificarán de tal modo que los sustituyentes se acomoden mejor. Por ejemplo en el caso del CH2Cl2, el carbono está rodeado por 4 pares de electrones en una geometría tetraédrica, por ello uno esperaría un ángulo de 109,5°. Pero, debido a que el Cloro tiene mayor tamaño que el Hidrógeno, los ángulos se van a modificar: Electronegatividad de todos los átomos.
- 9. 9 Es decir, que para los fines de GM, enlaces dobles ó triples se cuentan como simples. Por ejemplo, en el caso del CO2, que posee dos uniones covalentes dobles, se considera que cada una de ellas está formada sólo por 2 pares de electrones: O C Ox x x x Por lo tanto, ellos se ubicaran en una geometría lineal. Notemos que los postulados 1 y 2 los usaremos siempre en las justificaciones, mientras que el postulado 3 sólo lo utilizaremos en el caso de que la molécula tenga pares de electrones sin compartir sobre el átomo central ó sustituyentes distintos ó de gran tamaño y el postulado 4 sólo en el caso de tener enlaces dobles ó triples. Veamos algunos ejemplos: El metano (CH4) es una molécula importante ya que es el hidrocarburo más pequeño. Para aplicar los postulados debemos comenzar realizando su estructura de Lewis: 4. Para los fines de GM el efecto que producen 2 ó 3 pares de electrones compartidos en un enlace, es el mismo que el producido por un par. EJEMPLO 1: CH4 Para comprender mejor esta teoría pueden ver el video del siguiente link: https://www.youtube.com/watch?v=ZAKAqTcN91U
- 10. 10 Contamos los pares de electrones que rodean al átomo central (1º postulado): 4 pares. Como no tiene pares de electrones sin compartir la geometría que tengan los electrones (GE: geometría electrónica), coincide con la geometría molecular (GM). Según el 2º postulado los ubicamos lo más lejos posible entre ellos, es decir en una geometría tetraédrica: GE: tetraédrica Esta molécula la podemos representar mediante diversos modelos: GM: tetraédrica Los ángulos H-C-H son todos iguales y de 109,5º.
- 11. 11 Comenzamos realizando su estructura de Lewis: O S O x x x x x x x x x x x x Contamos los pares de electrones que rodean al átomo central (1º postulado): 3 pares, ya que el 4º postulado nos dice que enlaces dobles y triples se cuentan como un par (2 compartidos y 1 sin compartir). Como el S tiene un par de electrones sin compartir su geometría electrónica será distinta de su geometría molecular. Según el 2º postulado los ubicamos lo más lejos posible entre ellos, es decir con una GE plana triangular: GE: plana triangular Pensamos que el ángulo será de 120º pero según el 3º postulado “Los pares de electrones libres se repelen con mayor intensidad que los pares compartidos por lo que ocupan más espacio”, y “empujan” a los otros pares de electrones cambiando el ángulo de enlace: EJEMPLO 2: SO2
- 12. 12 Si formamos la molécula vemos que su geometría forma un ángulo (GM: angular) que será aproximadamente de 120º: GM: angular Contamos los pares de electrones que rodean al átomo central (1º postulado): 4 pares (3 compartidos y 1 sin compartir). Como el N tiene un par de electrones sin compartir su geometría electrónica será distinta de su geometría molecular. Según el 2º postulado los ubicamos lo más lejos posible entre ellos, es decir en una geometría tetraédrica y “pensamos” en ángulos de 109,5º: GE: tetraédrica EJEMPLO 3: NH3
- 13. 13 Formamos la molécula: GM: piramidal Su geometría será piramidal con ángulos aproximados a 109,5º (en este caso de 107,8° debido a que el par de electrones sin compartir repele a los compartidos) 3º postulado. Conociendo la geometría de las moléculas, podremos comenzar a estudiar la polaridad de las distintas moléculas y, en función de la misma llegaremos a conocer las diferentes fuerzas intermoleculares y sus intensidades, para por fin predecir las propiedades de las sustancias moleculares.
- 14. 14 Bibliografía: Química Básica (Di Risio)