01_ Resumen Y TOM

QUI- 147/152 1_2 Química General

Forma y estructura molecular
Tema: Hibridación de moléculas complejas y TOM

Síntesis
CAPÍTULO I: FORMA Y ESTRUCTURA MOLECULAR

1. Teoría de repulsión de los pares electrónicos
de la capa de valencia (TRPECV)
2. Geometría molecular y polaridad.
3. Teoría del enlace de valencia (EV)
4. Teoría de los orbitales moleculares (OM).

Cuáles son las ideas clave de estecapítulo
• Las repulsiones entre los pares de electrones
determina la forma molecular.
• Los enlaces químicos pueden ser tratados en
términos de dos teorías mecánico-cuánticas
que describen la distribución de los electrones
en la molécula.

1. TRPECV (VSEPR)

TRECV (VSEPR)
• Las regiones de alta densidad electrónica adoptan posiciones
que maximizan sus separaciones
• Todos los enlaces serepelen unos a otros en la misma
medida, ya sea simples, dobles o triples.
• El enlace alrededor de un átomo central es independiente de
si la molécula tiene más de un átomo central
• Los pares solitarios contribuyen a la forma de la molécula,
aunque no están incluidos en la descripción de la forma
molecular.
• Los pares solitarios se repelen con más intensidad que los
pares enlazantes y por lo tantotienden a comprimir los
ángulos de enlace

2. Geometría y polaridad
• Una molécula polar es una molécula con un
momento dipolar diferente de cero.
• Todas las moléculas diatómicas son polares, si
sus enlaces son polares (*)
• Todas
las
moléculas
diatómicas
homonucleares tales como O2, N2 y Cl2 son
apolares, debido a que su enlace es no polar.

cis-dimetil-eteno

trans-dimetil-eteno

3. Teoríadel Enlace de Valencia
• El modelo de Lewis asume que cada par de
electrones enlazantes se localiza entre dos
átomos unidos: es un modelo de electrón
localizado.

Superposición

Hibridación en Moléculas más
Complejas
Ejemplo: Más de un átomo central: C2H6

H

H
C
H

H

C
H

H

Cada átomo de C adopta un
arreglo tetraédrico, por lo cual
cada uno de ello tiene una
hibridación sp3

Los enlacessimples C – H y C – C,
se denominan enlaces  (sigma)

Hibridación en Moléculas más Complejas
Ej. Enlace doble entre dos átomos: C2H4

H
C
H

C

H
H

Cada átomo de C adopta una
geometría trigonal plana, por lo
cual cada uno de ello tiene una
hibridación sp2

Cada C:
- 3 orbitales hibridados sp2, con un electrón cada uno. Estos forman el
enlace  entre los dos átomos de carbón y con los átomos dehidrógeno.
-1 electrón de valencia que ocupa un orbital 2p sin hibridar, el cual es
perpendicular al plano formado por los orbitales hibridados. Formando un
enlace  (pi) a través de la superposición lado por lado.



H



H






H

H

Enlace :
- Se forma cuando los electrones del orbital 2p de cada átomo no se
aparean y se solapan lateralmente .
-Si bien el enlace tiene una forma complicada,con dos lóbulos, está
ocupado por un par de electrones y cuenta como un enlace.

Hibridación en Moléculas más
Complejas
Ej. Dos dobles enlace o un enlace triple entre dos átomos: CO2; C2H2

O

C

HC

O

CH

El átomo de C adopta una
geometría lineal, por lo cual tiene
una hibridación sp

4. Teoría de Orbitales Moleculares
La Teoría de Orbitales Moleculares, que también esta basada en lamecánica
cuántica y fue introducida a fines de la década de 1920 por Mulliken y Hund,
ha probado ser la teoría más exitosa del enlace químico: se sobrepone a
todas las deficiencias de la teoría de Lewis y es más fácil de usar en los
cálculos que la teoría de enlace de valencia

Robert Mulliken

Friedrich Hund

En la TOM los electrones ocupan orbitales denominados orbitales moleculares
que sedistribuyen por toda la molécula. En esta teoría los electrones de valencia están
deslocalizados sobre la molécula entera, no confinados a enlaces individuales.
Para analizar, la molécula más sencilla H2.
Se supone que se pueden obtener los orbitales moleculares correctos mediante la
combinación de los orbitales atómicos de los átomos que se unen para formar la molécula.
 = A1s + B1s

(1)

 se...