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Geometría molecular y teorías de enlaces

La teoría de Lëwis nos ayudan a entender la composición de las moléculas y la distribución de suselectrones, pero no la forma molecular tridimensional de las mismas. La Teoría de repulsión de paresElectrónicos de la Capa de Valencia (TRPECV), se encarga de ello. Es decir nos muestra la disposiciónespacial de los átomos (en forma tridimensional) de las moléculas.

El ejemplo anterior muestra la estructura de Lëwis de la molécula CCl4 (tetracloruro de carbono) y suforma geométrica o geometría molecular tridimensional, que es un tetraedro.

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Ejemplo de moléculas no-lineales (planas)

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Ejemplo de moléculas lineales y no lineales

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Ejemplo de moléculas con diferente distribución, lineal, angular, trigonal plana, etc.

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Polaridad de las moléculas

La polaridad de un enlace es una medida de que tan equitativo se comparten los electrones en un enlace, esto se relaciona con la polaridad de los enlaces y los momentos dipolares.

El momento dipolar µ depende tanto de las palaridades de los enlaces individuales, como de la

geometría de las moléculas. El momento dipolar µ se define en Debye.

µ=o, no polar

C

H

H H

Cl

µ>o, Polar

O

HH

µ>o, Polar

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Ax; x=2,3,4,5,6,Acomodo de dominios electrónicos

Geometría Angulos de enlace (º)

Geometrías de acuerdo al numero de electrones

AX2

AX3

AX4

AX5

AX6

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Pares de electrones

Pare de electrones de enlace

Geometría Molecular EjemploPares de

electrones de no-enlace

Geometría de los pares

de enlace

Geometría, pares de electrones de enlace, no enlace y ejemplos

AX2

AX3

AX4

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Pares de electrones

Pares de electrones de enlace

Geometría Molecular EjemploPares de

electrones de no-enlace

Geometría de los pares

de enlace

Geometría, pares de electrones de enlace, no enlace y ejemplos

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Molécual de H2 Molécula de Cl2

Enlaces covalentes y translape de orbitales, para generar HIBRIDACIONES

Molécula de HCl

Hibridación SS Hibridación SP Hibridación PP

Molécula de BeF2

4Be; 1s2 2s29F; 1s2 2s2 2p5

2s 2p 2s 2p 1s

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Translape de un orbital s y un orbital p

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Hibridación SP3 para el metano, CH4

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Tipo Orbitales

Geometría Molecular Ejemplo

TipoHibridación

Arreglos geométricos de orbitales híbridos

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Hibridación para enlaces múltiples (translape de orbitales p)

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Teoría de orbitales moleculares

Combinación de orbitales atómicos (OA) 1s del átomo de H, para formar dos orbitales moleculares (OM)

de la molécula de H2. Como se observa en la figura, en la parte de abajo se forman el OM de enlace σ1s, y

en la parte de arriba los OM de antienlace σ*1s, separado por un nodo.

La densidad electrónica en los OM de antienlace, se encuentra menos distribuida; mientras que en los OM de enlace esta mayormente distribuida. En los OM de enlace, es donde se forma el enlace las moléculas.

Para conocer el orden de enlace de la moléculas:

Orden de enlace= ½(Numeros de electrones de enlace – numero de electrones de antienlace)

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Diagrama de enrgía de orbitales molecularespara la formación de las moléculas de H2 y He2

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Diagrama de enrgía de orbitales molecularespara la formación de la moléculas de Li2

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OM de orbitalea atómicos 2p

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Ejemplo de moléculas lineales

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Ejemplo de moléculas lineales

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Orbitales moleculares y magnetismo

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N(7); 1s2 2s2 2p3

5e, valencia

10e, valencia

Orden de enlace=3, es decir la molécula de N2

presenta un triple enlace.

Con base al diagrama de energía de OM se observa que los 6

electrones de valencia del N2 forman un triple enlace, uno de tipo

σ2pz y dos de tipo π2px y π2py. Este triple enlace es simétrico con

respecto al eje inter-nuclear N-N donde se forma una nube de carga

electrónica en forma de cilindro alrededor del eje de enlace.

La separación HOMO-LUMO se relaciona con la energía mínima

requerida para excitar un electrón de la molécula.

HOMO Highest Occupied Molecular Orbital; Orbital molecular más alto

ocupado

LUMO Lowest Unoccupied Molecular Orbital; Orbital molecular mas

bajo desocupado

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Las sustancias incoloras o blancas tienen una separación

HOMO-LUMO muy grande (mayor a 5 eV), tan grande que la

luz UV no tiene la energía suficiente para excitar un electrón

(LUMO) y hacerlo pasar al nivel más alto (LUMO).

La energía mínima requerida para excitar un electrón de la molécula

N2 corresponde a la luz con longitud de onda ( ) menor que 200 nm,

la cual está en la región UV del espectro. Por lo tanto N2 no absorbe

luz VIS y es incoloro.

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dC-C= 1.401 Å BOC-C = 1.3830

qM = -0.033 e

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