GEOMETRIA MOLECULAR Y TEORIAS DE ENLACE

1. GEOMETRIA MOLECULAR Y TEORIAS DE ENLACE Juan José Suárez Menéndez

2. Teorías de Enlace • El tamaño y forma de las moléculas determina, en gran medida, sus propiedades físicas y químicas. • Las interacciones molécula-biorreceptor sensibilizan las terminales nerviosas que transmiten impulsos al cerebro. • La acción farmacológica de una droga es dependiente del tamaño y forma de la biomolécula. • Tres modelos describen la geometría y los enlaces moleculares: • Modelo de repulsiones electrón-electrón (RPENV), • Teoría del enlace de valencia, • Teoría de los orbitales moleculares.

3. tetraedro Formas Moleculares Las estructuras de Lewis no indican la forma de las moléculas: sea, por ejm., la molécula de CCl4 (tetracloruro de C): distancia de enlace .. : Cl : .. .. : ClCCl : ˙˙ ˙˙ : Cl : ˙˙ (b) ángulo de enlace

4. Las moléculas del tipo ABn son muy comunes: CO2, H2O, SO3NH3, etc. La forma que pueden adoptar depende del valor de n, como se muestra a continuación: Linear Angular Trigonal plana Trigonal piramidal En forma de T Cuadrada plana Bipiramidal trigonal Octaédrica

5. El modelo RPENV • ¿Por qué diferentes moléculas AB2 adoptan formas distintas? • ¿Se pueden predecir las formas de las moléculas? 2 pares lineal 3 pares Plana trigonal 4 pares Tetraedral 5 pares Bipiramide trigonal 6 pares Octaédrica El mejor acomodo de pares, es el que minimiza sus repulsiones

6. Mecanismo para predecir la geometría molecular: tetraédrica piramidal trigonal Estructura de Lewis Geometría de pares de e Geometría molecular Al describir la forma de una molécula, siempre se indica la geometría molecular, no la geometría de los pares de electrones.

7. Geometrias de pares de electrones en base al número de pares de electrones Número de Arreglo de Geometría de Angulo de pares de e- pares de e- pares de e- enlace 2 Lineal 180º 3 Plana 120º trigonal 4 Tetraédrica 109.5º 5 Bipiramidal 120º trigonal 90º 6 Octaédrica 90º 180º

8. Mecanismo para predecir la geometría molecular: • La geometría molecular se describe en términos de la disposición angular de los paresenlazantes. • Para moléculas con enlaces múltiples, el modelo RPENV toma éstos como un par enlazante para predecir la geometría. • La tabla siguiente, resume algunas geometrías observadas para moléculas ABn. Esquemas adicionales se describen en el texto.

9. Geometrias de pares de electrones y formas moleculares Número de Disp. de pares Geometría de pares de e- pares de e- enl no-enl pares de e- ejemplo 2 pares 2 0 Lineal 3 0 3 pares Plana trigonal 2 1 4 pares 4 0 Tetraédrica 3 1 2 2

10. Ejemplos: • Geometría molecular del [SnCl3] - • Geometría molecular del O3

11. Efectos: electrones no-enlazantes sobre el ángulo de enlace Los pares de electrones no-enlazantes tienden a comprimir los ángulos que hay entre los enlazantes: Los ángulos de enlace disminuyen conforme aumenta el número de pares de electrones no-enlazantes.

12. Efectos: enlaces múltiples sobre el ángulo de enlace Los electrones de los enlaces múltiples ejercen una fuerza de repulsión mayor que los sencillos: El doble enlace actúa de forma parecida a un par de electrones no-enlazante, reduce en ángulo de enlace

13. Capas de valencia extendida   • Atomos del tercer periódo pueden tener más de 4 pares de electrones a su alrededor en una molécula. • Las moléculas con 5 o 6 pares de electrones alrededor del átomo central exhiben diversas geometrías moleculares. • La geometría de pares más estable para 5 pares de electrones es la bipirámide trigonal: 2 pares axiales (90º) y 3 ecuatoriales (120º).        

14. Moléculas con más de un átomo central tetraédrica El modelo RPENV se puede extender a moléculas complejas, p.ej. : HO  HCCOH  H Los átomos “centrales” se tratan como independientes, cada uno con su propia geometría molecular. : : plana trigonal angular .. ..

15. Polaridad de las moléculas • La forma de una molécula y la polaridad de sus enlaces determinan juntas su distri-bución de cargas. • Una molécula es polar si sus centros de carga (+) y (-) no coinciden. • Por ejm.: + - H — F o H — F Las moléculas polares se alinean en un campo eléctri-co, así como unas a otras.

16. Momentos dipolares • Cargas eléctricas de igual magnitud pero signo contrario definen un dipolo, cuyo tamaño se mide por su momento dipolar, µ, que se define como: Q+ Q- µ = Q·r • µ se reporta en debyes (D), equiv. a 3.34x10-30C·m. • µ proporciona información sobre las distribuciones de carga en las moléculas. r

17. Momentos dipolares: cálculo La longitud de enlace en HCl es 1.27Å. (a) Calcular µ si las cargas de H y Cl son +1 y -1. (b) El valor exp. es µ (HClg ) = 1.08 D, ¿qué magnitud de carga, en unidades de e, en los átomos de H y Cl darían lugar a este µ?. e = 1.60x10-19 C. (a) (b)

18. Momentos dipolares: cálculo La carga anterior en unidades de e: Por tanto, el µ exp. indica la siguiente separación de carga: 0.178+ 0.178- H — Cl µ exp. es < µ cal. en (a) [1.08D vs. 6.08D], lo cual cunduce a que las cargas sobre los átomos de H y Cl sean menores que la unidad de un electrón entero. Esto  un enlace covalente.

19. Momentos dipolares en moléculas poliatómicas La polaridad de una molécula poliatómica depende tanto de la polaridad de enlace como de la geometria. Cada enlace polar define un dipolo de enlace (µ). Por ello, el momento dipolar global es la suma de los µ individuales. Dipolos de enlace Dipolos de enlace Momento dipolar global = 0 Momento dipolar global

20. Momentos dipolares en moléculas poliatómicas: ejemplos La polaridad de la molécula depende de la simetría molecular alrededor del átomo central:

21. Enlaces covalentes y traslape de orbitales • El modelo RPENV predice la forma de las molécu- las pero no explica la existencia de enlaces. • La teoría del enlace covalente aborda el problema mediante el uso de la mecánica cuántica. • El uso de orbitales atómicos conduce a la teoría del enlace de valencia (TEV) • En la teoría de Lewis el enlace es el resultado de la compartición de electrones, en la TEV los orbitales comparten una región del espacio, es decir, se traslapan. • El traslape permite que dos electrones con espín opuesto formen un enlace covalente.

22. Enlaces covalentes y traslape de orbitales En la molécula de H2 el traslape de orbitales concen-tra la densidad electrónica entre los núcleos: Los átomos se aproximan   H H    Región de traslape

23. Enlaces covalentes y traslape de orbitales El traslape de orbitales concentra la densidad elec-trónica en regiones específicas H Cl H-Cl   Regiones de traslape 1s 3p Cl Cl Cl-Cl   3p 3p

24. Orbitales híbridos Es la mezcla de orbitales atómicos, no sólo el tras-lape, para generar orbitales “nuevos”, ¿por qué?: Sea la molécula de BeF2: Lewis  forma lineal con 2 enlaces F-Be idénticos; F — Be — F Diagrama orbital: ¿qué orbitales del Be se traslapan con los del F para formar los enlaces Be — F? F Be        1s 2s 2p 1s 2s 2p

25. Orbitales híbridos sp      • El átomo de Be “promueve” un e- del 2s al 2p: • Los electrones 2s y 2p no tienen la misma energía, ¿cómo forman entonces dos enlace iguales con F? • Se han creado 2 orbitales híbridos nuevos (sp) mezclando dos o más orbitales atómicos. 1s 2s 2p 1s 2s 2p       1s 2s 2p 1ssp 2p

26. Hibridación sp juntos separados Orbital s Orbital p Orbitales híbridos sp Los orbitales híbridos sp son equivalentes en tamaño y energía, apuntando en direcciones opuestas (180º)

27. Orbitales híbridos sp • Los electrones de los orbitales híbridos sp pueden formar enlaces de electrones compartidos con los dos átomos de F, con una geometría lineal: 2p F     sp Be  sp F     2p Orbitales híbridos sp Orbitales 2p región de traslape Orbitales 2p

28. Orbitales híbridos sp2 La mezcla de un orbital 2s y dos orbitales 2p produce tres orbitales sp2.         promoción 2s 2p 2s 2p hibridación sp2 2p sp2 juntos 2s 2p separados

29. sp3 Hibridar para formar 4 orbitales sp3 Los orbitales juntos H2O

30. Orbitales híbridos sp3d Los átomos del tercer periodo en adelante pueden utilizar orbitales d para formar orbitales híbridos spd.     3s 3p 3d promoción      3s 3p 3d hibridación PF5      sp3d 3d

31. Enlaces múltiples • Todos los enlaces simples se denominan sigma,  • El traslape de dos orbitales p orientados perpendi-cularmente al eje internuclear define un enlace pi,  Enlace   Traslape p-p  Eje internuclear Traslape p-p Geometría molecular del etileno, C2H4.

32. 2s 2p    prom     hib     sp2 2p Lobulos de un enlace 

33. sp     sp 2p C2H2 H — C  C — H o

34. Enlaces  Orbitales atómicos 2p Enlaces  localizados Enlaces  localizados Enlaces  deslocalizados