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1. GEOMETRÍA MOLECULAR

2. FORMAS MOLECULARES
• Anteriormente utilizamos las estructuras de Lewis para explicar
las fórmulas de los compuestos covalentes. Sin embargo, estas
estructuras no indican las formas de las moléculas; sólo
muestran el número y tipos de enlaces entre los átomos.
• La geometría molecular estudia la distribución espacial de los
átomos en la molécula.
• Por ejemplo, la estructura de Lewis del CCl4 solo nos indica que
cuatro átomos de Cl están unidos a un átomo de C central

3. FORMAS MOLECULARES
• La forma general de una molécula está determinada por sus ángulos
de enlace, los ángulos están formados por las líneas que unen los
núcleos de los átomos de la molécula.
• Los ángulos de enlace de una molécula, junto con las longitudes
de enlace, definen con exactitud la forma y el tamaño de la molécula.
• En el caso del CCl4, los ángulos de enlace se definen como los
ángulos entre los enlaces C—Cl.
• Las moléculas (y iones) que tienen un solo átomo central enlazado a
dos o mas átomos del mismo tipo tienen la formula general ABn.

4. FORMAS MOLECULARES
Formas de moléculas
AB2 y AB3
Las moléculas AB2 pueden ser
lineal (ángulo de enlace = 180°)
o angular (ángulo de enlace
diferente de 180°).
Tres posibles formas de
las
moléculas AB3
Las moléculas tienen la fórmula general ABn en la que el átomo central A está
enlazado a n átomos B.

5. FORMAS MOLECULARES
Para las moléculas cuya fórmula tiene la forma general
ABn hay cinco formas fundamentales

6. FORMAS MOLECULARES
Es posible obtener otras formas moleculares
eliminando los átomos de los vértices de las formas
básicas.
Cuando A es un elemento representativo (uno de los
elementos de los bloques s o p de la tabla periódica),
podemos usar el modelo de repulsión de los pares de
electrones de la capa de valencia (RPECV) para poder
predecir las formas de las moléculas.

7. EL MODELO RPECV
Repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia
• Es el principal modelo de geometría molecular
empleada internacionalmente.
• Existen diferentes tipos de estructura
molecular:
– Estructura angular
– Estructura lineal
– Estructura trigonal piramidal
– Estructura tetraédrica
– Estructura trigonal plana

8. Estructura angular
• Dos enlaces compartidos
• Dos pares de electrones no compartidos
• Angulo de 104,5°
Ejemplo el agua.

9. Estructura lineal
• Dos enlaces compartidos
• Cero pares de electrones no compartidos
• Ángulos de 180°
Ejemplo:
Hidruro de Berilio

10. Estructura Trigonal Piramidal
• Tres enlaces compartidos
• Un par de electrones no compartidos
• Ángulo menor a 109,4°
Ejemplo:
Amoniaco

11. Estructura Tetraédrica
• Cuatro enlaces compartidos
• Ángulos de 109,4°
Ejemplo:
Metano CH4

12. Estructura Trigonal Plana
• Tres enlaces compartidos
• Ángulos de 120°
Ejemplo:
Trioxido de azufre SO3
Trifluoruro de boro BF3

13. EL MODELO RPECV
Repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia

14. EL MODELO RPECV
Repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia
• Imagine que ata dos globos por sus extremos.
• Los globos naturalmente se orientan de tal forma que apuntan en direcciones
opuestas.
• Si agregamos un tercer globo, éstos se orientan hacia los vértices de un
triángulo equilátero.
• Si agregamos un cuarto globo, adoptan una figura tetraédrica.

15. EL MODELO RPECV
• De cierto modo, los electrones de las moléculas se comportan como los globos de
la figura.
• Un solo enlace covalente se forma entre dos átomos cuando un par de electrones
ocupa el espacio entre los átomos.
• Por lo tanto, un par enlazante de electrones define una región en la que es
más probable encontrar a los electrones.
• Nos referiremos a estas regiones como el dominio de electrones.
• Asimismo, un par no enlazante (o par solitario) de electrones define un dominio
de electrones que se localiza principalmente en un átomo.

16. EL MODELO RPECV
• Por ejemplo, la estructura de Lewis del NH3 tiene cuatro dominios de
electrones alrededor del átomo central de nitrógeno (tres pares enlazantes y
uno no enlazante):
Cada enlace múltiple de una molécula también constituye un solo dominio de
electrones. Por lo tanto, la siguiente estructura para el O3 tiene tres
dominios de electrones alrededor del átomo central de oxígeno (un enlace
sencillo, un enlace doble y un par de electrones no enlazantes)

17. EL MODELO RPECV
• Como los globos de la figura, los dominios de electrones intentan alejarse
unos de otros.
• El mejor arreglo de un número dado de los dominios de electrones es aquél
que disminuye al mínimo las repulsiones entre ellos.
• De hecho, la analogía entre los dominios de electrones y los globos es tan
parecida que en ambos casos encontramos las mismas geometrías
preferidas
El modelo RPECV se basa en la idea de que los dominios de
electrones tienen carga negativa y que, por lo tanto, se repelen
entre sí.

18. EL MODELO RPECV
Nº de
pares de e-
Geometría Angulo de
enlace
2 (AX2) Linear 180o
3 (AX3) Trigonal
Planar
120o
4 (AX4) Tetrahedral 109.5o
5 (AX5) Trigonal
Bipyramidal
90o / 120o
6 (AX6) Octahedral 90o

19. EL MODELO RPECV
• El arreglo de los dominios de electrones alrededor del átomo central de
una molécula o ion ABn se conoce como geometría de los dominios de
electrones.
• En contraste, la geometría molecular es el arreglo (o disposición) de sólo
los átomos en una molécula o ion; los pares no enlazantes no forman parte
de la descripción de la geometría molecular.
• En el modelo RPECV, predecimos la geometría de los dominios de electrones.
• Si sabemos cuántos dominios existen debido a los pares no enlazantes,
podemos entonces predecir la geometría molecular de una molécula o ion
a partir de su geometría de los dominios de electrones.

20. EL MODELO RPECV
Pasos a seguir para utilizar el modelo RPECV para predecir las
formas de moléculas o iones:
1 . Represente la estructura de Lewis de la molécula o ion, y cuente el número
total de dominios de electrones alrededor del átomo central.
Cada par de electrones no enlazantes, cada enlace sencillo, cada enlace doble y
cada enlace triple cuenta como un dominio de electrones
2. Determine la geometría de dominios de electrones acomodando los
dominios de electrones alrededor del átomo central, de tal forma que las
repulsiones entre ellos se disminuyan al mínimo

21. EL MODELO RPECV
Pasos a seguir para utilizar el modelo RPECV para predecir las
formas de moléculas o iones:
3. Utilice el arreglo de los átomos enlazados para determinar la
geometría molecular

22. EL MODELO RPECV
• Primero dibujamos su estructura de Lewis, la cual revela dos dominios
de electrones (dos enlaces dobles) alrededor del carbono central:
Apliquemos estos pasos para determinar la forma de la molécula de CO2
Como ninguno de los dominios es un par de electrones no enlazante, la
geometría molecular también es lineal, y el ángulo de enlace O—C—O es de
180°.
Los dos dominios de electrones se acomodarán entre sí
para formar una geometría lineal de dominios de
electrones .

23. EL MODELO RPECV
• La siguiente tabla resume las posibles geometrías moleculares
cuando una molécula ABn tiene cuatro o menos dominios de
electrones alrededor de A.
• Estas geometrías son importantes, ya que incluyen todas las
formas que comúnmente encontramos en las moléculas o iones
que cumplen con la regla del octeto

24. EL MODELO RPECV

25. Polaridad
Fuerzas intermoleculares
Propiedades de los líquidos

26. Polaridad
• La polaridad de un enlace es una medida de qué tan
equitativamente se comparten los electrones de un
enlace entre los dos átomos que se unen: a medida
que aumenta la diferencia de electronegatividad entre
los dos átomos, aumenta también la polaridad del
enlace.
• Los dipolos de enlace y los momentos dipolares son
cantidades vectoriales; es decir, tienen tanto magnitud
como dirección. El momento dipolar global de una
molécula poliatómica es la suma de sus dipolos de
enlace. En esta suma de vectores debemos considerar
tanto las magnitudes como las direcciones de los
dipolos de enlace.

27. Momento dipolar ()
Es un vector que depende de la diferencia de
electronegatividad de los átomos.
La punta de flecha se dirige hacia el átomo con “–”.
Cada enlace polar tiene un , pero la molécula será
polar sólo si la suma de los momentos dipolares no
se anula.
Así el H2O y el NH3 tienen  neto  0, mientras que
moléculas como el CO2 o el CH4 tienen
 neto = 0 y son apolares.

28. POLARIDAD
• Los enlaces covalentes y las moléculas unidas por ellos pueden ser:
• Polares: Existe una distribución asimétrica de los electrones, el
enlace o la molécula posee un polo + y uno -, o un dipolo
• No polares: Existe una distribución simétrica de los e-, produciendo
un enlace o molécula sin dipolo.
Enlaces covalentes polares
H F H F
 
Enlaces covalentes no polares
H-H
F-F
El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado
con la diferencia de electronegatividad de los átomos unidos.

29. POLARIDAD
H Cl
Carga postiva pequeña
Menor electronegatividad
Carga negativa pequeña
Mayor electronegatividad

30. POLARIDAD
• Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas:
• 1- La polaridad de los enlaces de la molécula.
• 2- La geometría molecular
CO2
Cada dipolo C-O se anula
porque la molecula es lineal
Los dipolos H-O no se anulan porque
la molecula no es lineal, sino bent.
H2O

31. POLARIDAD
Si hay pares de no enlace
la molécula es polar.
Si los pares de e- son de enlace, la molécula es no polar.
Cuando los pares están distribuidos simetricamente alrededor del átomo central.

32. Enlace Covalente No Polar
Los enlaces covalentes y las moléculas unidas por ellos
pueden ser:
 No polares (Apolares): Se presentan cuando el par o pares de
electrones son compartidos por átomos iguales (igual
electronegatividad), entonces el par o pares de electrones
compartidos son igualmente atraídos por ambos átomos y los
electrones están a igual distancia de ambos átomos. Existe una
distribución simétrica de los electrones.
H-H

33. Enlace Covalente Polar
Polares: Se presentan cuando el par o pares de electrones son compartidos
por átomos diferentes (distinta electronegatividad), entonces el átomo más
electronegativo atrae hacia sí con mayor intensidad los electrones
compartidos, produciéndose cierta asimetría en la distribución de las cargas
en la molécula formada, que posee un polo + y uno -, constituye un dipolo
eléctrico.
H Cl H Cl
 
El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado con la
diferencia de electronegatividad de los átomos unidos.

34. Electronegatividad y polaridad de enlace
La electronegatividad se utiliza para estimar si un enlace dado será
covalente no polar, covalente polar o iónico.
La electronegatividad se define como la capacidad de un átomo en
una molécula de atraer electrones hacia él.
A mayor electronegatividad de un átomo, mayor será su capacidad
de atraer electrones hacia él.
Podemos utilizar la diferencia de electronegatividad entre dos
átomos para medir la polaridad del enlace entre ellos.

35. ELECTRONEGATIVIDAD

36. CO2
• Geometría de dominios de
electrones: lineal
• Geometría molecular: lineal
• Distribución de carga: Simétrica
• Polaridad : No polar

37. AlF3
• Geometría de dominios de
electrones: trigonal plana
• Geometría molecular: trigonal
plana
• Distribución de carga:
simétrica
• Polaridad : apolar

38. SO2
• Geometría de dominios de
electrones: trigonal plana.
• Geometría molecular: angular
(aproximadamente 120°)
• Distribución de carga:
Asimétrica sobre el átomo
central
• Polaridad : Polar

39. SiH4
• Geometría de dominios de electrones:
tetraédrica
• Geometría molecular: tetraédrica
• Distribución de carga: simétrica sobre el
átomo central
• Polaridad : no polar

40. NH3
• Geometría de dominios de electrones:
tetraedrica
• Geometría molecular: pirámide trigonal
• Distribución de carga: asimétrica sobre el
átomo central
• Polaridad : polar

41. H2O
• Geometría de dominios de electrones:
tetraédrica
• Geometría molecular: angular
(aproximadamente 108°)
• Distribución de carga: Asimétrica sobre el
átomo de oxigeno central
• Polaridad : Polar

42. AsF5
• Geometría de dominios de electrones:
bipiramide trigonal
• Geometría molecular: bipiramide trigonal
• Distribución de carga: simétrica sobre átomo
central
• Polaridad : no polar

43. XeCl2
• Geometría de dominios de electrones:
bipiramide trigonal
• Geometría molecular: lineal
• Distribución de carga: simétrica sobre átomo
central
• Polaridad : no polar

44. SF6
• Geometría de dominios de electrones:
Octaedro
• Geometría molecular: octaedro
• Distribución de carga: Simétrica sobre
átomo central
• Polaridad: No polar

45. CS2
• Geometría de dominios de electrones: lineal
• Geometría molecular: lineal
• Distribución de carga: Simétrica sobre átomo
central
• Polaridad: No polar

46. CCl4
• Geometría de dominios de electrones:
tetraédrica
• Geometría molecular: tetraédrica
• Distribución de carga: simétrica sobre el
átomo central
• Polaridad : no polar

47. BeI2
• Geometría de dominios de electrones: lineal
• Geometría molecular: lineal
• Distribución de carga: Simétrica sobre átomo
central
• Polaridad: No polar

48. PCl5
• Geometría de dominios de electrones:
bipiramidal trigonal
• Geometría molecular: bipiramidal trigonal
• Distribución de carga: Simétrica sobre átomo
central
• Polaridad: No polar

49. GeH4
• Geometría de dominios de electrones:
tetraédrica
• Geometría molecular: tetraédrica
• Distribución de carga: simétrica sobre el
átomo central
• Polaridad : no polar

50. SCl2
• Geometría de dominios de electrones:
tetraédrica
• Geometría molecular: angular
• Distribución de carga: asimétrica sobre el
átomo central
• Polaridad : polar

51. POCl3
• Geometría de dominios de electrones:
tetraédrica
• Geometría molecular: tetraédrica
• Distribución de carga: asimétrica sobre el
átomo central
• Polaridad : polar

52. CH2O
• Geometría de dominios de electrones: trigonal
plana
• Geometría molecular: trigonal plana
• Distribución de carga: asimétrica sobre el
átomo central
• Polaridad : polar

53. Estados de la materia
• Los gases: gran distancia que los separa y por lo tanto no hay
interacción entre las moléculas.
– Gran espacio → se comprimen
– baja densidad.
• Líquidos
– Poco espacio entre las moléculas → no se comprimen y tienen
mayores densidades
• Sólidos
– Tienen muy poco espacio entre las moléculas
– Son rígidos

54. FUERZAS INTRAMOLECULARES
Fuerzas atractivas que se dan en el interior de las moléculas y
mantienen unidos a los átomos o a los iones que forman las
sustancias químicas (elementos y compuestos) de manera
estable.
• Enlace Químico. Mantienen juntos a los átomos en una
molécula
• Fuerza de atracción electrostática, mantiene unido a los iones
en estado sólido.

55. FUERZAS INTERMOLECULARES
• Son fuerzas de atracción entre las moléculas, que permiten mantenerlas unidas.
• Son las responsables de que exista el estado líquido y sólido. Entre las moléculas de
un gas no existen fuerzas intermoleculares.
• Responsables de las propiedades macroscópicas de la materia
• Punto de fusión
• Punto de ebullición
• Densidad
• Los puntos de ebullición de las sustancias reflejan la magnitud de las fuerzas
intermoleculares que actúan entre ellas. Para que una sustancia pase del estado
líquido al estado gaseoso se debe suministrar suficiente energía para superar las
fuerzas de atracción entre las moléculas. El mismo principio se aplica al punto de
fusión de las sustancias.

56. • La energía que se requiere para separar moléculas es mucho menor
que la energía para romper un enlace químico.
• Ejemplo:
– Para romper el enlace H-Cl se requieren 431 kJ/mol.
– En cambio, para evaporar el HCL líquido solamente se
requieren 16 kJ/mol.
Las fuerzas intermoleculares determinan algunas de las propiedades
físicas de las sustancias, como su puntos de ebullición y de fusión.
Fuerzas intermoleculares:

57. Fuerzas intermoleculares
Fuerzas intramoleculares > fuerzas intermoleculares
Evaporar 1mol de agua
41 kJ
Romper dos enlaces O-H de
1 mol de agua se requieren
930 kJ

58. La existencia de las fuerzas intermoleculares
se refleja en la existencia de materia
(estados de agregación líquido y sólido).

59. T I P O S
Puentes de
hidrógeno
Fuerzas de Van
der Waals
Fuerzas dipolo-
dipolo Fuerzas dipolo –
dipolo inducido
Fuerzas de
dispersión(Fuerzas
de london)
Moléculas polares Polar - polar No polares
entre entre
entre

60. Fuerzas dipolo-dipolo
• Son fuerzas de atracción entre moléculas polares.
• Estas fuerzas dipolo-dipolo son efectivas sólo
cuando las moléculas polares se encuentran muy
cerca entre sí.

61. FUERZAS DIPOLO-DIPOLO
• Las moléculas polares se atraen
cuando el extremo positivo de una de
ellas está cerca del negativo de otra.
• Se establecen atracciones cuya
intensidad depende de la carga de su
dipolo.
En los líquidos, las moléculas están en libertad de moverse,
pueden encontrarse en orientaciones atractivas o repulsivas.
En los sólidos, predominan las atractivas.

62. -
+ + -
FUERZAS DIPOLO-DIPOLO
HCl, HBr, HI…
Cuando analizamos varios líquidos, encontramos que en el caso de
las moléculas de masa y tamaño aproximadamente iguales, la
intensidad de las atracciones intermoleculares aumenta cuando la
polaridad aumenta.
Dos moléculas que se atraen entre sí
pasan más tiempo cerca una de otra
que dos que se repelen
Por lo tanto, el efecto general
es una atracción neta

63. Fuerzas ion-dipolo
• Relaciona la atracción de un ion (catión o anión) y una
molécula polar.
• Las moléculas polares son dipolos; tienen un extremo
positivo y uno negativo
• La intensidad de esta interacción depende de la carga y el
tamaño del ion y el tamaño de la molécula.

64. Fuerzas ion-dipolo
• Los iones Na+ y Cl- se rodean por moléculas de
agua.
NaCl(s) + H2O → NaCl(ac)

65. Fuerzas ion-dipolo
• Por ejemplo, el HCl es una molécula polar, debido a que las
electronegatividades de los átomos de H y de Cl difieren.
• Los iones positivos son atraídos hacia el extremo negativo de un dipolo,
mientras que los iones negativos son atraídos hacia el extremo positivo
Atracciones ion-dipolo.
Ilustración de las orientaciones preferidas de las moléculas polares con respecto a los
iones. El extremo negativo de los dipolos se orienta hacia un catión (a), y el extremo
positivo de los dipolos se orienta hacia un anión (b)

66.  Se presenta, básicamente, entre
moléculas no polares (únicas fuerzas
en las no polares).
 Al acercarse dos moléculas se origina
una distorsión de la nube de
electrones en ambas, generándose
dipolos transitorios.
 La intensidad de la fuerza depende de
la cantidad de e- de la molécula.
 Se habla de un Dipolo inducido –
Dipolo inducido
A MAYOR CANTIDAD
DE ELECTRONES EN LA
MOLÉCULA
MAYOR POLARIZABILIDAD
DE LA MOLÉCULA
(La facilidad con que la distribución de
Electrones de una molécula se distorsiona)
MAYOR
FUERZA DE
LONDON
Fuerzas de dispersión (Fuerzas de
London)

67. (Fuerzas de London)
Los dipolos inducidos se deben a las fluctuaciones de los
electrones de una zona a otra de la molécula, siendo más
fáciles de formar cuanto más grande sea la molécula: las
fuerzas de London aumentan con la masa molecular.
Fuerzas de dispersión

68. Fuerzas de London
En promedio, la distribución de carga de los átomos de helio es esférica, como
muestran las esferas del inciso (a).
Sin embargo, en un instante dado, puede haber un arreglo no esférico d e los
electrones, como muestran las posiciones d e los electrones (e - ) del inciso (a) y la
forma no esférica de la nube de electrones del inciso (b).
Las distribuciones de electrones no esféricas producen dipolos momentáneos y
permiten atracciones electrostáticas momentáneas entre los átomos, las cuales se
conocen como fuerzas d e dispersión de London, o sólo fuerzas d e dispersión

69. La forma molecular afecta las atracciones
intermoleculares.
Por ejemplo, el n-pentano y el neopentano tienen la
misma formula molecular (C5H12), Las moléculas del
n-pentano tienen más contacto entre sí que las moléculas
del neopentano. Así, el n-pentano tiene fuerzas de
atracción intermoleculares más grandes y, por lo tanto,
tiene un punto de ebullición más elevado.
Fuerzas de London

70. PUENTE DE HIDRÓGENO
• Son un tipo especial de atracción dipolo-dipolo.
• Ocurre en moléculas muy polares que poseen
átomos muy electronegativos (F, O, N) unidos a
hidrógeno.
• Ejemplos: HF; H2O y NH3.
• La unión se establece entre los pares de e- libres
y el átomo de H.
• Son fuerzas intermoleculares muy intensas y
permanentes.
H2O
liq.
H2O
sól.

71. PUENTE DE HIDRÓGENO
 Son más fuertes que las interacciones dipolo - dipolo y que las
fuerzas de dispersión.
 La formación de puentes de hidrógeno es la responsable de un
gran número de propiedades físicas o de “anomalías” en el
comportamiento de algunas sustancias, especialmente del H2O.
 Fuerzas de este tipo también están presentes en compuestos
como alcoholes, azúcares, ácidos orgánicos, etc., y es la causa de
las relativamente altas temperaturas de fusión y ebullición de
estos compuestos.

72. Resumen

73. PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS
Las atracciones intermoleculares pueden ayudamos a
comprender muchas propiedades conocidas de los líquidos y
sólidos. Dos propiedades importantes de los líquidos: la
viscosidad y la tensión superficial
Viscosidad
Algunos líquidos, como la melaza y el aceite para automóviles, fluyen muy
lentamente; otros, como el agua y la gasolina, fluyen con facilidad.
La resistencia de un líquido a fluir se conoce como viscosidad.
Entre más viscoso sea un líquido, fluirá más lentamente.

74. PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS
• La viscosidad se relaciona con la facilidad con la que las moléculas
individuales del líquido se mueven, unas con respecto a otras.
• Por lo tanto, depende de las fuerzas de atracción entre las moléculas,
y de si existen características estructurales que ocasionen que las
moléculas se enreden (por ejemplo, las moléculas largas podrían
enredarse como el espagueti).
• Por lo tanto, para una serie de compuestos relacionados, la viscosidad
aumenta con el peso molecular

75. Tensión superficial
• La superficie del agua se comporta casi como si tuviera una piel elástica,
como demuestra la capacidad de ciertos insectos de "caminar" sobre el
agua.
• Este comportamiento se debe al desequilibrio de las fuerzas intermoleculares
en la superficie del líquido.
PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS

76. Las moléculas en el interior son atraídas por igual
en todas direcciones, mientras que las que se
encuentran en la superficie experimentan una
fuerza neta hacia el interior;
esta fuerza resultante jala a las moléculas de la
superficie hacia adentro, por lo que se reduce el
área superficial y hace que las moléculas de la
superficie se junten mas.
La tensión superficial es la energía requerida para
aumentar el área superficial de un liquido en una
unidad de área.
Vista a un nivel molecular de las fuerzas
intermoleculares en la superficie y en el interior de un líquido.
PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS