Geometria molecular (2015)

Resumen Catalán
Universidad Universidad de Barcelona (UB)
Grado Farmacia - 1º curso
Asignatura Química General i Inorgànica
Año del apunte 2015
Páginas 9
Fecha de subida 02/01/2016
Descargas 17
Subido por

Vista previa del texto

GEOMETRIA MOLECULAR La geometria molecular es refereix a la disposició tridimensional d’una molècula. És a dir, la distribució espacial dels seus àtoms.
La geometria d’una molècula afecta a les seves propietats físiques i químiques com per exemple el punt de fusió, punt d’ebullició, densitat...
Existeix un procés senzill que permet determinar la geometria dels compostos.
El fonament d’aquest procés és que els parells d’electrons de la capa de valència es repelen entre si.
La capa de valència és la capa d’electrons més externa ocupada en un àtom i conté els electrons que es troben implicats en l’enllaç.
La geometria molecular que adopta un compost és aquella en que les repulsions són mínimes.
MODEL RPECV El model de repulsió entre els parells d’electrons de la capa de valència explica la distribució geomètrica dels parells electrònics que envolten l’àtom central.
Els parells d’electrons d’un àtom es repelen mútuament orientant-se el més allunyats possible els uns dels altres per fer mínimes les repulsions.
Per aplicar aquest model, s’han de seguir dues regles generals: 1) Al considerar la repulsió dels parells d’electrons, els enllaços dobles i triples es poden tractar com si fossin enllaços simples tot i que, s’ha d’observar que, en realitat, els enllaços múltiples són més voluminosos que els simples. És a dir, que la seva densitat electrònica ocupa més espai.
2) Si una molècula té dos o més estructures ressonants, podem aplicar el model de RPECV a qualsevol d’elles i, generalment, no es mostren les càrregues formals.
AB2: (BeCl2) Degut a que els parells enllaçants es repelen entre si, deuen estar als extrems oposats d’una línia recta per estar tan allunyats com sigui possible.
La molècula serà lineal i els angles seran de 180º AB3: (BF3) Hi ha tres enllaços covalents o parells enllaçants. En la distribució més estable, els tres enllaços apunten cap als vèrtex d’un triangle equilàter amb l’angle central al mig del triangle.
La molècula serà plana trigonal i els angles de 120º ja que els tres àtoms es troben al mateix pla.
AB4: (CH4) Degut a que hi ha quatre parells enllaçants, la geometria serà tetraèdrica ja que un tetraedre conté quatre costats en el que tot són triangles equilàters. L’àtom central es col·loca al centre del tetraedre i els quatre àtoms restants estan als vèrtex. Els angles d’enllaç seran de 109,5º.
AB5: (PCl5) La única manera de reduir les forces de repulsió entre els cinc parells enllaçants és distribuir els enllaços en forma d’una bipiramidal trigonal.
L’àtom central es troba al centre del triangle comú amb els àtoms que l’envolten col·locats als 5 vèrtexs de la bipiràmide trigonal. Els àtoms que se situen a la part de dalt i de la part de baix s’anomenen axials mentre que es localitzen al pla equatorial són anomenats equatorials. L’angle entre qualsevol de dos enllaços equatorials val 120º, mentre que l’angle que es forma entre dos enllaços axials val 180º.
AB6: (SF6) La distribució més estable és en forma d’octaedre. Un octaedre té vuit costats i es forma unint per la base quadrada dues piràmides. L’àtom central es troba al centre de la base quadrada i els àtoms que l’envolten es troben als sis vèrtexs. Tots els angles d’enllaç són de 90º excepte el que es forma entre l’àtom central i els dos àtoms que estan dilateralment oposats entre si que és de 180º.
MOLÈCULES EN QUE L’ÀTOM CENTRAL TE UN O MÉS PARELLS D’ELECTRONS LLIURES La determinació de la geometria d’una molècula resulta més complicada si l’àtom central té tant parells lliures com parells enllaçants. Entre parells lliures, les repulsions són més fortes que entre parell lliure i parell enllaçant i, alhora, aquestes són més fortes que les que es produeixen entre parells enllaçants.
Els electrons d’un enllaç estan units per les forces d’atracció que exerceixen els nuclis dels dos àtoms enllaçats. Aquests electrons tenen menor distribució espacial que els parells lliures, és a dir, ocupen menys espai.
AB2E: (SO2) Com que hi ha un parell d’electrons lliures, la molècula és angular.
Degut a que la repulsió entre un parell lliure i un enllaçant és més gran que la repulsió entre dos parells enllaçants, aquests dos s’apropen una mica més i l’angle serà menor de 120º.
AB3E: (NH3) Un dels parells d’electrons és lliure. Per tant, la geometria és piramidal trigonal. Com que el parell lliure repel·leix amb més força els parells enllaçants, aquests últims s’apropen entre si i així l’angle format serà menor de 109,5º.
AB2E2: (H2O) Té dos parells lliures sobre l’àtom central. Aquests dos parells tendeixen a allunyar-se el màxim possible entre si. Com a conseqüència, els dos parells enllaçants s’aproximaran més i podrem preveure una desviació de l’àtom tetraèdric que mesurarà 104,5º i la seva estructura serà angular.
AB4E: (SF4) L’àtom central té cinc parells d’electrons, quatre d’ells enllaçants i un lliure.
Per tant, la molècula adopta una de les següents geometries segons on trobem el parell lliure d’electrons: 1) El parell d’electrons lliures ocupa una posició equatorial i té dos parells veïns de 90º i un de 120º.
En aquest cas, la repulsió és menor i és un tetraedre distorsionat.
2) El parell solitari ocupa la posició axial i té tres parells d’electrons veïns a 90º i un a 120º.
POLARITAT DE LES MOLÈCULES Una molècula és polar quan hi ha un desplaçament de la densitat electrònica perquè un dels àtoms és més electronegatiu que l’altre.
El desplaçament de la densitat electrònica es simbolitza amb una fletxa creuada sobre l’estructura de Lewis per tal d’indicar la direcció del desplaçament.
La separació de les càrregues resultants es representen com δ+ o δ-, on δ denota una càrrega parcial.
Una mesura quantitativa de la polaritat d’un enllaç és el seu moment dipolar (վ).
Վ= Q x r On Q és la càrrega i r la distància entre les càrregues.
Per mantenir la neutralitat elèctrica, les càrregues en ambdós extrems d’una molècula diatòmica elèctricament neutra han de ser iguals en magnitud i de signe oposat.
Les molècules diatòmiques que contenen àtoms de diferents elements tenen moment dipolar i es diu que són molècules polars mentre que, les molècules diatòmiques d’elements iguals són molècules apolars que no presenten moment dipolar.
Molècula polar El moment dipolar d’una molècula formada per tres o més àtoms està determinat tant per la polaritat dels seus enllaços com per la seva geometria.
Ex. Co2 En cada cas, el moment dipolar (վ) resultant de la molècula completa és el resultant dels dos moments d’enllaç polar C=O. És a dir, վ és igual a la suma vectorial dels dos moments d’enllaç.
En el cas del CO2, són iguals en magnitud i per tant: -En la molècula lineal, al tenir direccions oposades, la suma dels dos enllaços dóna que վ=0.
-En la molècula angular, els dos moments d’enllaç es reforcen d’una manera parcial entre sí, per tant presenta un վ≠0.
Ex. NH3 i NF3 Si considerem les molècules de NH3 i NF3, en ambdós casos l’àtom central (N) té un parell d’electrons solitaris, la densitat de càrrega del qual és llunyana de l’àtom de Nitrogen.
El N és més electronegatiu que l’Hidrogen i el Fluor més electronegatiu que el Nitrogen. Per això, el desplaçament de la densitat electrònica en el NH3 apuntarà cap al N, fet que contribueix a augmentar el վ. En el cas del NF3, els moments d’enllaç NF s’allunyen de l’àtom de Nitrogen i junts i fan que el parell solitari vagi cap al moment dipolar.
Per tant, el վ del NH3 és major que el del NF3.
El moment dipolar es pot utilitzar per distingir entre molècules que tenen la mateixa fórmula però estructures diferents.
Ex. Cis-dicloroetilè i Trans-dicloroetilè Considerant el que succeeix en les dues molècules següents, ambdues tenen la mateixa fórmula molecular (C2H2Cl2) i el mateix nombre i tipus d’enllaços però presenten diferents estructures moleculars.
Degut a que el cis-dicloroetilè és una molècula polar i el trans-dicloroetilè no ho és, es poden diferenciar fàcilment mitjançant el moment dipolar. A part, la magnitud de les forces intermoleculars està determinada parcialment pel fet de que les molècules posseeixin o no moment dipolar.
TEORIES SOBRE L’ENLLAÇ QUÍMIC TEORIA DE L’ENLLAÇ DE VALÈNCIA (EV) Per a una explicació més completa de l’enllaç químic recorrem a la mecànica quàntica.
D’aquesta manera, podem comprendre també la geometria molecular.
La teoria de l’enllaç de valència suposa que els electrons d’una molècula ocupin orbitals atòmics dels àtoms individuals parcialment en la formació de l’enllaç.
Ex. Molècula d’H2 La teoria de Lewis descriu els enllaços H-H en termes d’aparellament dels dos electrons dels àtoms d’Hidrogen.
Segons la teoria de l’enllaç de valència, l’enllaç covalent H-H es forma com a conseqüència del “traslapo” dels dos orbitals 1s dels àtoms de H. És a dir, que els dos orbitals comparteixen una regió comú en l’espai.
El que passa quan dos àtoms de H s’aproximen per formar l’enllaç és el següent: 1. En un primer moment no hi ha suficient allunyament i per tant no hi ha interaccions, l’energia potencial és igual a zero (Ep=0).
2. Conforme es van apropant, cada electró és atret pel nucli de l’altre àtom al mateix temps que els electrons i els dos nuclis es repel·leixen entre si.
Mentre els àtoms encara estan separats, la atracció es major que la repulsió, per la qual cosa, l’energia potencial del sistema va disminuint, es torna negativa, a mesura que els àtoms s’apropen. Això passa fins que l’energia potencial arriba al seu valor mínim.
3. Quan el sistema té una Ep mínima és més estable. Aquesta condició correspon al “traslapo” màxim dels orbitals i és quan es produeix la formació de la molècula d’H 2 que és estable.
Si la distància entre els nuclis disminuís més, la Ep augmentaria amb rapidesa i, finalment, seria positiva com a resultat del augment de les repulsions entre els electrons entre si, i entre els nuclis. Degut a la llei de la conservació de l’energia, la disminució de la Ep és deguda a la formació d’H2 que ha d’estar acompanyada per una alliberació d’energia (alliberació de calor).
Per tal de trencar un enllaç H-H s’hauria de subministrar energia.
Per tant, per explicar la teoria de l’EV, utilitza el concepte hipotètic dels orbitals híbrids, que són orbitals atòmics que s’obtenen quan dos o més orbitals no equivalents del mateix àtom es combinen per preparar-los per a la formació d’un enllaç covalent.
HIBRIDACIÓ: Terme que s’utilitza per explicar c la mescla dels orbitals atòmics en un àtom per generar un conjunt d’orbitals híbrids.
...