Geometria Molecular

GEOMETRÍA MOLECULAR

Cátedra de Introducción a la Química – Cs Naturales (UNLP)
Introducció
Quí

GEOMETRÍA MOLECULAR
GEOMETRÍ
Bibliografía:
Bibliografí
“ Química la Ciencia Central”- T.Brown, H.Lemay y B. Bursten.
Quí
Central” T.Brown,
Bursten.
"Quimica" - R. Chang.
Quimica"

Por ejemplo: CCl4

Estructuras de Lewis:

Representaciones útiles (bidimensionales),
Muestran elnúmero y tipo de enlaces
entre los átomos, pero no indican la forma de
la molécula.

“ El mundo de la Qca - Conceptos y aplicaciones”- Moore, Stanistski,
aplicaciones”
Stanistski,
Wood, Kotz.
Kotz.

Forma molecular = Geometría molecular

“Química General”- McMurry-Fay”
Quí
General” McMurry- Fay”
“Principios de Química”- P. Atkins y L. Jones.
Jones.
Quí mica”

Distribución de losátomos en el espacio.

“ Quimica General“- R. Petruci, W.S. Harwood y F.Herring.
General“
Petruci, W.S.
F.Herring.

¿Qué recordamos de nuestros estudios previos?
Pirámide regular:
Poliedro que tiene:
Se nombran como:

Una base → polígono regular
Caras laterales → triángulos que se
unen en un mismo punto (vértice).

¿Qué recordamos de nuestros estudios previos?
Tetraedro

OctaedroAmbos son
poliedros regulares
→ caras, aristas y
ángulos iguales.

PIRÁMIDE y el nombre del polígono de la base.
Pirámide cuadrangular o
Pirámide triangular
P. de base cuadrada
Triángulos
Triá
equiláteros
equilá

Base = triángulo
equilátero.

Bipirámide
triangular

Base = cuadrado.

Modelo de la Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de
Valencia (RPECV) o del Nivel deValencia (RPENV)
Modelo sencillo que ayuda a predecir la forma geométrica de
las moléculas.

Nº de caras = 8
Nº de vértices = 6
Nº de aristas = 12
En cada vértice: 4 aristas

Nº de caras = 4
Nº de vértices = 4
Nº de aristas = 6
En cada vértice: 3 aristas

Ej: CH4
Ej:

H
Estuctura de Lewis

H

H

H

¿Que considera?
Los pares de e- de enlace y de no enlace se disponenalrededor del átomo central con orientaciones tales que
del
minimicen sus repulsiones.

C

¿Cómo se disponen los 4 pares electrónicos?

?

?

De estas orientaciones resultan las formas geométricas de
las moléculas.
No hay distinción entre enlaces simples y múltiples.
Cuando existe más de un átomo central, se considera el
enlace alrededor de cada átomo de manera independiente

Menorrepulsión !
repulsió

1

Distribución geométrica de pares electrónicos
Distribució geomé
electró
alrededor del átomo central

Modelo RPENV: forma sencilla de predecir la forma de las
moléculas pero no explica cómo y por qué se forma un enlace
covalente.

http://www.youtube.com/watch?v=Cs2P3Bx2IyU

TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA

rep pares.htm

Nº de pares de e-:
Geometría depares electrónicos:

2

3

4

Lineal

Trigonal plana

Tetraédrica

Modelo mecano-cuántico, que incluye el concepto de
orbital.
Explica la formación de un enlace covalente mediante el
solapamiento o traslape de orbitales atómicos (OA) de
átomos vecinos.
Un par de electrones comparte la región del espacio del
solapamiento.

Nº de pares de e-:

5

6

Geometría deBipiramidal trigonal
pares electrónicos:

Cuanto mayor es el traslape entre dos orbitales más fuerte
el enlace.

Octaédrica

ORBITALES HÍBRIDOS
Modelo que explica la formación del enlace covalente en
moléculas poliatómicas de acuerdo a la TEV.
Orb. Híbridos
Orb. Hí

Se forman por combinación de orbitales
combinació
atómicos (OA) del átomo central.
ató

Los orbitales híbridos estánocupados por: pares de
enlace, pares libres y por e- libres.

Habrá tantos orbitales híbridos como densidades
electrónicas (δe) alrededor del átomo central.

El Nº de orbitales que se forma es siempre igual al
Nº de OA que se combinan.
Grupo de orbitales equivalentes (igual tamaño, forma
y energía). Difieren sólo en su orientación en el
espacio.

Una δe
puede ser

Un enlace (simple,...