El documento presenta una explicación de cómo las fórmulas geométricas y moleculares se originan a partir de la teoría atómica, teoría de enlace y geometría molecular. Se aborda la relación entre la disposición de los átomos en una molécula y sus propiedades, destacando la importancia de la teoría de repulsión de los pares electrónicos. Además, se discuten ejemplos de estructuras moleculares y su relevancia en el estudio de compuestos químicos.

1. Fase 3
Teoría del Orbital Atómico y
Molecular
Estructura Molecular

2. Presentación
Por:
Ever Yadir Espitia
Mauro Esteban Zambrano
Elvis Benavides López
Kirman Fredy Cañar
Yobani Jose Gamboa
Tutora:
Dolfi Rodriguez
Grupo 10

3. Explicación
De como las formulas geométricas y moleculares
se originan a partir de los siguientes conceptos:
 Teoría Atómica
 Teoría de Enlace
 Geometría Molecular

4. Introducción
La siguiente presentación hace referencia a como se pueden relacionar las formas
geométricas moleculares con las diferentes teorías y valoraciones que hasta el
momento se han logrado concretar y aceptar dentro de las ciencias físico
químicas. Consta de tres segmentos específicos referentes a la Teoría Atómica,
Teorías de Enlace y por supuesto Geometría Molecular, con un apartado especial
dedicado a las formas moleculares, su disposición espacial y algunas muestras
ilustrativas de lo expuesto hasta el momento.

5. Objetivos
• Entender el tema de teoría del enlace, teoría atómica, geometría molecular
• Desarrollar cada punto de la guía como, mapa conceptual y resúmenes del
contexto.
• Dar respuesta a la pregunta, ¿Como las formas moleculares se explican a partir
de la teoría atómica y teoría de enlace?
• Comparar los distintos conceptos de orbitales atómicos y moleculares,
relacionarlos con las formas geométricas moleculares, etc.

6. Compuestos Moleculares a Partir de la Teoría
Atómica y Enlaces
Los compuestos moleculares consisten en moléculas individuales en las que un
numero indefinido de átomos se unen formando una distribución espacial
determinada, el numero de átomos de una molécula puede variar entre dos
(Hidrogeno molecular H2) hasta varios miles, como en las moléculas proteínicas
(proteínas) que controlan procesos biológicos o en los polímeros naturales
sintéticos que se utilizan en los materiales estructurales. Cada molécula individual
de un compuesto consiste en un numero especifico de átomos distribuidos de
una forma característica en el espacio, es decir cada molécula tiene una forma y
una composición atómica definida. La forma se indica normalmente
proporcionando las longitudes de los enlaces entre átomos (la distancia entre los
núcleos de los átomos unidos) y los ángulos entre los enlaces del mismo átomo.

7. Teoría Atómica
Es una teoría científica de
como la naturaleza de la
materia que sostiene y
que esta compuesta de
unidades discretas
llamadas átomos
Esta teoría se basa en el átomo que esta compuesta a su
ves por partículas subatómicas que pueden existir unas
separadas de otras
De esta se derivan varios
modelos atómicos
Electró
n
Protó
n
Neutró
n
Es una partícula
con carga
eléctrica
negativa. Un
electrón no
contiene
componentes o
subestructura
conocidos, en
otras palabras
generalmente se
define como una
partícula
fundamental
Es una
partícula
subatómica
con una carga
eléctrica
elemental
positiva, igual
en valor
absoluto y de
signo contrario
al del electrón
Es una
partícula
subatómica, un
nucleón sin
carga neta,
presente
prácticamente
en todos los
núcleos
atómicos,
excepto el
protio
La materia esta
formada por
partículas muy
pequeñas
llamadas
átomos. Estos
átomos no se
pueden dividir
ni romper, no
se crean ni se
destruyen en
ninguna
reacción
química, no
cambiando
nunca
Consideró al
átomo formado
por dos partes,
la corteza
constituida por
todos sus
electrones y el
núcleo muy
pequeño, que
concentra toda
la carga
eléctrica
positiva y casi
toda la masa del
átomo
Postulaba que
los electrones
se distribuían
uniformemente
en el interior del
átomo
suspendidos en
una nube de
carga positiva
Dalto
n
Rutherfo
rd
Thomps
on

8. Moléculas a Partir de las Teorías de Enlaces
Las propiedades de las moléculas dependen de los detalles de su distribución
electrónica y de su forma. Aunque un par de electrones se comparta para formar
un enlace covalente, ese reparto no es exactamente igual a menos que los átomos
unidos por enlaces sean idénticos, ejemplo el Agua (H2O), cada átomo de H posee
una carga parcial positiva y el átomo de O posee una carga parcial negativa que
compensa a la positiva). La presencia de enlaces polares en una molécula tiene
implicaciones importantes en las propiedades del compuesto así, el agua actúa
como un buen disolvente de muchos compuestos iónicos; lo que no es el caso de
los hidrocarburos líquidos, que al ser no polares estos requieren de mucha
energía para romper un solido iónico, de forma que no puede actuar como
disolvente de los compuestos iónicos.

9. Teoría de Enlace
Un enlace químico es la
relación física responsable de
las interacciones entre átomos,
moléculas e iones que define
una estabilidad entre los
compuestos diatónicos y poli
atómicos
Tipos de
enlaces
Teorías
Enlace
Químico
Enlace
Intermolecular
• Enlace covalente
• Enlace iónico o
electrovalente
• Enlace covalente
coordinado
• Enlace de uno a tres
electrones
• Enlaces flexionados
• Enlaces aromáticos
• Enlaces metálicos
• Dipolo
permanente
• Enlace de
hidrogeno
• Dipolo
instantáneo
• Interacción
catión
Argumenta esencialmente que el enlace
químico se forma cuando dos electrones
de valencia en sus respectivos orbitales
atómicos trabajan o funcionan para
mantener los dos núcleos juntos, en
virtud a los efectos de disminución de
energía del sistema
Usa una
combinación lineal
de orbitales
atómicos para
formar orbitales
moleculares, que
abarcan la
molécula entera
Teoría del Enlace de
Valencia
Teoría de los Orbitales
Moleculares
Los electrones de valencia son los
electrones que se encuentran en los
mayores niveles de energía del átomo,
siendo estos los responsables de la
interacción entre átomos de la misma o
de distintas especies

10. Formas Geométricas de las Moléculas y
Disposición Electrónica
¿Como la formas moleculares se explican a partir de la teoría atómica y teoría de
enlace?
R: En las moléculas con un átomo central se puede predecir la disposición en el
espacio de sus átomos ósea, la forma de la molécula según el numero de pares de
electrones que rodeen a dicho átomo.
La fuerza de repulsión que se produce entre los pares de electrones los lleva a
situarse lo mas lejos posible unos de otros. La posición de los pares de electrones
determina entonces el ángulo con que el átomo central se une a los átomos que
lo rodean en la molécula.

11. Formas Moleculares

12. Geometría Molecular y sus Propiedades
En síntesis, la geometría molecular o estructura de esta, se refiere a la disposición
(en tres dimensiones) de los átomos que constituyen una molécula y que esta a su
ves determina muchas de la propiedades de las distintas moléculas como,
reactividad, polaridad, fase , color, magnetismo, actividad biológica, etc.
De esta manera, dichas formas se pueden predecir fácilmente mediante las leyes
de repulsión de los pares electrónicos. Los pares de electrones alrededor de un
núcleo se repelen entre si, es por esto que los orbitales que contienen estos pares
de electrones se orientan de forma que quedan lo mas alejados unos de otros.

13. Geometría Molecular
Tipos de Estructura
Molecular
Se refiere a la
distribución
tridimensional de los
átomos que constituyen
una molécula• Molécula diatónica
• Angular
• Lineal
• Angular forma V
• Octaédrica
• Bipirámide
pentagonal
• Pirámide pentagonal
• Tetraedro piramidal
• Balancín
• Cuadrada plana
• Pirámide
cuadrangular
• Forma de T
• Tetraédrica
• Trigonal plana
• Bipirámide trigonal
• Dipolo
permanente
• Enlace de
hidrogeno
• Dipolo
instantáneo
• Interacción
catión
Para determinar la
geometría de una
molécula, es mejor
cuando las muestras
están próximas al cero
absoluto porque a
temperaturas mas altas
las moléculas presentan
un movimiento
rotacional considerable
Reactividad, polaridad,
fase, color,
magnetismo, actividad
biológica
Determi
na
Principal
Modelo

14. Tipos de Estructuras Moleculares
Si conocemos la estructura de Lewis de una molécula, podemos predecir su
geometría utilizando la antes mencionada teoría de repulsión de pares
electrónicos de la capa de valencia (REPECV). Esta teoría se basa en el hecho de
que los electrones tienden a repelerse entre sí, por similitud de cargas. Es este el
motivo por el cual los orbitales que contienen a los electrones se orientan de tal
forma que quedan con la separación mas conveniente.
Un ejemplo de lo anterior lo tenemos en el Ion Amonio (NH4+). El
numero de coordinación es el 4. Por lo tanto, los cuatro átomos
unidos querrán separarse lo máximo posible.
H
H H
H
N

15. Ejemplos de Formas Geométricas Moleculares
Como vemos para el caso del Ion Amonio (NH4+), orientarse hacia los vértices de
un cuadrado los separaría 90º, pero mejor le resulta orientarse hacia los vértices
de un tetraedro ya que en este caso los átomos de hidrogeno estarían separados
entre ellos 109.5º.
En consecuencia la geometría del Ion Amonio es “Tetraédrica”.
Obsérvese ahora que la hibridación del átomo Nitrógeno esSp3.
H
H
H
H
N

16. Otros Ejemplos:
Moléculas diatómicas Balancín
Angular forma V Cuadrada Plana
Forma de T Octaédrica
Tetraédrica Bipirámide pentagonal

17. Conclusiones
La importancia de lo expuesto radica en que se ha podido detallar de manera mas
explicita la relación que existe entre las formas moleculares y las propiedades
atómicas de los distintos elementos que las conforman y que les preceden. Es de
vital importancia el recaudo de temas realizado enfáticamente y el concepto que
se ha logrado manejar en la actualidad, para en estudios y experimentaciones
posteriores proceder a llevar a efecto las posibles combinaciones que den como
resultado los materiales, compuestos y formulas que lleven a lograr un
conocimiento, aplicación e innovaciones mucho mejores.

18. Bibliografía
• http://www.acienciasgalilei.com/indicederqui.htm
• http://cienciasdejoseleg.blogspot.com.co
• http://es.wikipedia.org/wiki/complejo_(qu%c3%ADmica)
• http://www.eis.uva.es/~qgintro/atom/tutorial-11.html
• http://rabfis15.uco.es/weiqo/Hoja9a2P1.html

19. “Gracias por su Atención”