1

• En las moléculas apolares, que poseen enlaces covalentes polares debido a que, por motivos de simetría,los dipolos creados por los distintos enlaces se pueden anular. Este caso puede suceder en moléculas lineales, triangulares planas o tetraédricas

2-

+ +

Moléculade H2O

• En las moléculas diatómicas coinciden la polaridad del enlace y la polaridad de la molécula

molécula de HCl+ -

• En las moléculas angulares ( H2O) o piramidales (NH3), la polaridad de los enlaces y la polaridad molecular son diferentes, pues los momentos dipolares de los enlaces se suman como vectores

moléculade NH3

3-

+

+

+

molécula lineal

- -2+molécula tetraédrica

4+

-

-

-

-

molécula triangular plana

3+

-

--

2

HIBRIDACIÓN DE

ORBITALES.La combinación de orbitales atómicos (OA) da lugar a los denominados orbitales híbridos

Los tipos de hibridación más frecuentes son

La geometría molecular estudia la disposición tridimensional de los átomos de las moléculas.Existen dos procedimientos para predecir y justificar dicha geometría:La hibridación de orbitales y el RPECV

3

• Para explicar la geometría de la moléculas (ángulos y distancia) y la covalencia de ciertos átomos se formuló la “teoría de la hibridación”.

• Así, por ejemplo el carbono (C) forma cuatro enlaces en compuestos como el CH4 y en la mayoría de compuestos que forma (para ello precisa promocionar el e– del orbital 2s al 2p y a continuación formar 4 orbitales de igual energía a partir del 2s y de los 3 orb. 2p).

• Los tipos de hibridación se utilizan fundamentalmente en química orgánica, si bien no es exclusiva de compuestos orgánicos.

4

• Se hibridan:

– Los orbitales atómicos que van a formar enlaces “ ”

– Las parejas de e– sin compartir.

• No se hibridan:

– Los orbitales atómicos que van a formar el segundo o tercer enlace.

– Los orbitales atómicos vacíos.

5

Tipos de hibridación

• sp3

– 4 enlaces sencillos. Ejemplo: metano

– 3 enlaces sencillos + 1 par e– sin compartir. Ej: NH3

– 2 enlaces sencillos + 2 par e– sin compartir. Ej: H2O

• sp2

– 3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF3

– 1 enlace doble y 2 sencillos . Ejemplo: eteno

• sp – 2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF2

– 2 enlaces dobles. Ejemplo: CO2

– 1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: etino

6

Tipos de orbitales híbridos. Ejemplos

7

Hibridación sp3

CH4 C 1s2 2s2p2

Promoción hibridación

1 orbital s 3 orbitales p

4 orbitales sp3

(distribución tetraédrica)

NH3 H2O

8

1 orbital s 2 orbitales p3 orbitales sp2

(distribución triangular plana)

BF3

B 1s2 2s2p1

Promoción hibridación

Hibridación sp2

9

BeF2

Be 1s2 2s2

Hibridación

de orbitales

F 1s2 2s2p5

promoción

Hibridación sp

10

1 orbital s 1 orbital p

Orbitales p

Orbitales sp híbridosBe

2 orbitales sp(distribución lineal)

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Etileno CH2=CH2 Promoción hibridación

Hibridación en moléculas que contienen dobles y triples enlaces

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Enlace Enlace

• Se dan dos tipos de enlaces covalentes

– enlaces sigma (s) : enlaces formados por la unión de los núcleos de los átomos enlazados

– enlaces pi (p) : enlaces formados por la unión lateral de los orbitales con la densidad electrónica concentrada arriba y abajo del plano que forman los núcleos de los átomos enlazados

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• Los pares de electrones de valencia que rodean a un átomo central se repelen entre sí, separándose en la medida de lo posible para minimizar la energía del sistema

El método RPECV (método de la repulsión entre pares electrónicos de la capa de valencia)predice la geometría de moléculas sencillas basándose en la repulsión entre pares de e-

en torno al átomo central. Considera tanto los pares de electrones de los enlaces como los pares de electrones no compartidos

• Los pares no compartidos están más dispersos y ejercen más repulsión sobre los otros pares, por lo que los ángulos de enlace que resultan son mayores que los teóricos

14

El átomo central sólo tiene pares de e– de enlace.

• BeF2: El Be tiene 2 pares de e– Ang. enl. = 180º.

• BCl3: El B tiene 3 pares de e– Ang. enl. = 120º.

• CH4: El C tiene 4 pares de e– Ang. enl. = 109,4º.

CH4

Tetraédrica

BCl3

Triangular

BeF2

Lineal

15

El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno sencillo y uno triple.

• Como se une únicamente a dos elementos la geometría es lineal.

• Ejemplos:

– Etino (acetileno)

– CO2

16

El átomo central tiene pares de e– sin compartir.

• La repulsión de éstos pares de e–

sin compartir es mayor que entre pares de e– de enlace.

– NH3: El N tiene 3 pares de e–

compartidos y 1 sin compartir Ang. enl. = 107’3º < 109’4º (tetraédrico)

– H2O: El O tiene 2 pares de e–compartidos y 2 sin compartir Ang. enl. = 104’5º < 109’5º (tetraédrico) Agua (104,5º)

Metano (109,4º)

Amoniaco (107,3º)

17

El átomo central tiene un enlace doble.

• La repulsión debida a 2 pares electrónicos compartidos es mayor que la de uno.

• CH2=CH2: Cada C tiene

2 pares de e– compartidos

con el otro C y 2 pares de

e– compartidos con sendos

átomos de H.

– Ang. enl. H–C=C: 122º > 120º (triangular)

– Ang. enl. H–C–H: 116º < 120º (triangular)

122º

116º

122º

18

19

20

MODELO VSEPR (IV):Moléculas con más de un átomo central

Se asigna la geometría a cada átomo central independientemente.

21

BeCl2 BF3 CH4 PCl5 SF6

2 pares de

e- de enlace

3 pares de

e- de enlace

4 pares de e-

de enlace

5 pares de

e- de enlace

6 pares de

e- de enlace

180º 120º 109.5º 90 y 120º 90º

Lineal Triangular

plana

Tetraédrica Bipirámide

trigonal

Octaédric

a

Moléculas sin pares de electrones libres

Cl Be Cl

F B F

F

H

H C H

H

C l P

C l

C l

C l C l

F S F

F F

F F

22

SnCl2 PE=2

PL=1

Triangular

plana

Angular

ángulo menor

120º

NH3 PE=3

PL=1

tetraédrica Pirámide

trigonal

107º

H2O PE=2

PL=2

tetraédrica Angular

105º

Moléculas con pares de electrones libres (PL) y pares de

electrones de enlace (PE)

Cl Sn Cl

H N H

H

H O H

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Por ejemplo, la molécula de SO3 es un híbrido de resonancia entre las siguientes estructuras

La resonancia establece que existen, no sólo pares de e- compartidos y localizados entre dos átomos, sino que algunos se deslocalizan y su posición se extiende por la molécula

• La resonancia propone la representación de determinadas moléculas mediante varias fórmulas estructurales llamadas estructuras resonantes.

• La estructura real es el conjunto de dichas estructuras y se denomina híbrido de resonancia.

24

FUERZAS

INTERMOLECULARES.

1-Fuerzas de atracción dipolo-dipolo (fuerzas de orientación o de Keeson):

Se originan entre moléculas que forman dipolos permanentes. La parte positiva de un dipolo atrae a la parte negativa del dipolo más próximo. Las moléculas se orientan y se atraen con una fuerza que aumenta con su momento dipolar. A temperatura ambiente la mayoría de las sustancias son líquidos o gases debido a sus bajas temperaturas de fusión y ebullición.

2- Fuerzas de atracción dipolo-dipolo inducido(fuerzas de Debye)

Se producen cuando una molécula polar distorsiona la nube electrónica de otra molécula próxima, creando en ella un dipolo instantáneo o dipolo inducido y surgiendo así una fuerza de atracción entre ambas moléculas.

Las fuerzas que unen las moléculas entre sí se denominan fuerzas de Van der Waals. Su magnitud depende del número de e-, del tamaño y de la forma molecular. Existen tres tipos:

25

Se deben a dipolos instantáneos que se originan en las moléculas apolares de forma aleatoria, a partir de vibraciones que producen una polarización por asimetría de la distribución de e-

• Son fuerzas más débiles que las anteriores, por la brevedad de su existencia.

• Originan el estado líquido y sólido de moléculas que son apolares por no tener dipolos (O2,H2,N2) o por motivos de simetría (CO2,CCl4,CH4).

• Crecen con la masa molecular o atómica de las sustancias

3-Fuerzas de dispersión (fuerzas de London):

Enlace de hidrógeno.

Es una unión entre moléculas en las que un átomo de H actúa de “puente” entre dos átomos muy electronegativos como F,O ó N, que se encuentran unidos al hidrógeno

mediante un enlace covalente muy polarizado. Los electrones del enlace covalente están muy desplazados hacia el átomo más electronegativo y el H tiene cierta carga positiva

26

Ejemplos:

En la molécula de HF se produce una atracción de tipo electrostático entre los átomos de hidrógeno H+ y de F-

El enlace de hidrógeno se representapor una línea discontinua de puntos. Enlace entre moléculas de HF

27

Estructura del hielo(puentes de hidrógeno)

28

SUSTANCIAS

MOLECULARES.Las moléculas son agrupaciones de átomos unidos por enlace covalente. Las sustancias moleculares se caracterizan por la gran intensidad de las fuerzas de enlace entre los átomos de la molécula y la debilidad de las fuerzas de unión entre las propias moléculas

Hmuyfuerte

H

22H................H

muydébil

• La mayoría de estas sustancias tienen puntos de fusión y ebullición bajos

• Si las moléculas tienen gran masa molecular pueden encontrarse en estado sólidoo líquido a temperatura ambiente

• Generalmente son gases en condiciones ordinarias de presión y temperatura

Oxígeno (gas molecular) Bromo (líquido molecular) Yodo (sólido molecular)

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SÓLIDOS

COVALENTES.Los sólidos covalentes,también llamados sólidos atómicos o reticulares, sonsustancias cuyos átomos están unidos entre sí mediante enlaces covalentes, formando redes tridimensionales

• Las uniones entre los átomos son muy fuertes, por lo que tienen temperaturas de fusión y ebullición muy altas y son muy duros.

Ejemplos:

Diamante (C)

Cuarzo (SiO2)

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Propiedades de los compuestos covalentes

• Sólidos covalentes:• Los enlaces se dan a lo largo

de todo el cristal.

• Gran dureza y P.F alto.

• Son sólidos.

• Insolubles en todo tipo de disolvente.

• Malos conductores.

• El grafito que forma estructura por capas le hace más blando y conductor.

• Sust. moleculares:• Están formados por

moléculas aisladas.

• P.F. y P. E. bajos (gases).

• Son blandos.

• Solubles en disolventes moleculares.

• Malos conductores.

• Las sustancias polares son solubles en disolventes polares y tienen mayores P.F y P.E.

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Moléculas

apolares

Moléculas

polares

Moléculas con

enlace de

hidrógeno

Sólidos

covalentes

Estado físico en

condiciones estandar

Solubilidad en

disolventes apolares

Solubilidad en

disolventes polares

Dureza (sólidos)

Conductividad

Ejemplo

gas

Muy alta

Muy baja

Muy blandos

No

N2

Gas o líquido

Muy baja

Muy alta

Muy blandos

No

CO

Gas o líquido

Muy baja

Muy alta

Muy blandos

No

H2O

Sólido

Muy baja

Muy baja

Muy duros

No

SiO2

Propiedades generales de las sustancias moleculares y sólidos covalentes