El documento trata sobre la geometría molecular y las teorías de enlace. Explica que la forma de una molécula depende del número de pares de electrones enlazantes y no enlazantes, y que la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia predice la mejor disposición de estos dominios de electrones. También describe los diferentes tipos de hibridación de orbitales atómicos que permiten explicar las geometrías moleculares observadas.

1. Theodore L. Brown; H. Eugene LeMay,
Jr. y Bruce E. Bursten
QUÍMICA
LA CIENCIA CENTRAL
11a edición
John D. Bookstaver
St. Charles Community College, Cottleville, MO

2. 09
Geometría
molecular y teorías
de enlace

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Geometría
molecular y
teorías de
enlace
Formas moleculares
• La forma de una
molécula desempeña
una función importante
en su reactividad.
• Al indicar el número de
pares de electrones
enlazantes y no
enlazantes podemos
predecir fácilmente la
forma de la molécula.

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Geometría
molecular y
teorías de
enlace
¿Qué determina la forma de una
molécula?
• Simplemente, los pares
de electrones, ya sean
enlazantes o no
enlazantes, se repelen
entre sí.
• Al asumir que los pares
de electrones se
colocan lo más alejados
entre sí como es
posible, podemos
predecir la forma de la
molécula.

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molecular y
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Dominios de electrones
• Podemos referirnos a los
pares de electrones
como dominios de
electrones.
• En un enlace doble o
triple, todos los
electrones compartidos
entre estos dos átomos
están en el mismo lado
del átomo central; por lo
tanto, cuentan como un
dominio de electrones.
• El átomo central en
esta molécula, A, tiene
cuatro dominios de
electrones.

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molecular y
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Teoría de repulsión de los pares de
electrones de la capa de valencia
(RPECV)
“El mejor arreglo de
un número dado de
dominios de
electrones es el que
minimiza las
repulsiones entre
ellos”.

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Geometrías de los
dominios de
electrones
Éstas son las
geometrías de los
dominios de
electrones para
dominios de dos a
seis electrones
alrededor de un
átomo central.
Geometría
molecular y
teorías de
enlace

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Geometrías de los dominios
de electrones
• Todo lo que debe hacer
es contar el número de
dominios de electrones
en la estructura de
Lewis.
• La geometría será la
que corresponda al
número de dominios de
electrones.

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Geometría
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Geometrías moleculares
• Sin embargo, con frecuencia la geometría de los
dominios de electrones no es la forma de la
molécula.
• La geometría molecular está definida por las
posiciones de únicamente los átomos en las
moléculas, no de los pares no enlazantes.

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Geometrías moleculares
Por tanto,
en cada dominio
de electrones
podría haber
más de una
geometría
molecular.

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Dominio de electrones lineal
• En el dominio lineal, sólo hay una geometría
molecular: lineal.
• NOTA: Si sólo hay dos átomos en la
molécula, ésta será lineal sin importar cómo
sea el dominio de electrones.

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Dominio de electrones
trigonal plano
• Existen dos geometrías moleculares:
– Trigonal plana. Si todos los dominios de electrones
están enlazados.
– Flexionada (angular). Si uno de los dominios es
un par no enlazante.

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Pares no enlazantes
y ángulo de enlace
• Los pares no enlazantes son
físicamente más grandes que los
pares enlazantes.
• Por lo tanto, sus repulsiones son
mayores; esto tiende a disminuir los
ángulos de enlace en una molécula.

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Enlaces múltiples
y ángulos de enlace
• Los enlaces dobles y
triples colocan una
mayor densidad
electrónica en un lado
del átomo central que
la de los enlaces
sencillos.
• Por lo tanto, también
afectan los ángulos
de enlace.

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Dominio de electrones tetraédrico
• Existen tres geometrías moleculares:
– Tetraédrica, si todos son pares enlazantes,
– Piramidal trigonal, si uno es un par no enlazante,
– Flexionada, si hay dos pares no enlazantes.

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Dominio de electrones bipiramidal
trigonal
• Existen dos
posiciones distintas
en esta geometría:
– Axial
– EcuatorialAxial
Posiciones
ecuatoriales
Posición axial

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Dominio de electrones bipiramidal
trigonal
Las conformaciones de menor energía
resultan de tener pares de electrones no
enlazantes en posiciones ecuatoriales, en
vez de axiales, en esta geometría.

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Dominio de electrones bipiramidal
trigonal
• Existen cuatro
geometrías
moleculares
distintas en este
dominio:
– Bipiramidal trigonal
– Balancín
– Forma de T
– Lineal

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Dominio de electrones octaédrico
• En el dominio
ocataédrico todas
las posiciones son
equivalentes.
• Existen tres
geometrías
moleculares:
– Octaédrica
– Piramidal cuadrada
– Cuadrada plana

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Moléculas más grandes
En moléculas más
grandes, tiene más
sentido hablar de la
geometría de un
átomo en particular
en vez de la
geometría de la
molécula en su
totalidad.

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Moléculas más grandes
Esta aproximación
tiene sentido
especialmente
debido a que las
moléculas más
grandes tienden a
reaccionar en un
sitio particular en la
molécula.

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molecular y
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Polaridad
• En el Capítulo 8
estudiamos los dipolos
de enlace.
• Pero sólo porque una
molécula posea
enlaces polares no
significa que la
molécula en su
totalidad será polar.

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Polaridad
Al adicionar dipolos
de enlace
individuales, puede
determinarse el
momento dipolar
total para la
molécula.

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Polaridad

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Traslape y enlazamiento
• Consideramos que los enlaces covalentes se
forman por compartición de electrones con
los átomos adyacentes.
• En tal caso una aproximación de esto sólo
puede ocurrir cuando los orbitales de los dos
átomos se traslapan.

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Traslape y enlazamiento
• El aumento del traslape
acerca más los
electrones y los núcleos
mientras disminuye de
forma simultánea la
repulsión electrón-
electrón.
• Sin embargo, si los
átomos se acercan
demasiado, la repulsión
internuclear elevará la
energía.

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Orbitales híbridos
Pero es difícil imaginar las geometrías
tetraédrica, bipiramidal trigonal, entre otras a
partir de los orbitales atómicos que
reconocemos.

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Orbitales híbridos
• Considere el berilio:
– En su estado
electrónico basal, no
sería capaz de formar
enlaces debido a que
no tiene orbitales
individualmente
ocupados.

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Orbitales híbridos
Pero si absorbe la
pequeña cantidad de
energía necesaria para
promover un electrón
del orbital 2s al 2p,
puede formar dos
enlaces.

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Orbitales híbridos
• La mezcla de los orbitales s y p produce dos
orbitales degenerados que son híbridos de los
dos orbitales.
– Estos orbitales híbridos sp tienen dos lóbulos como un
orbital p.
– Uno de los lóbulos es mayor y más redondo que el del
orbital s.

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Orbitales híbridos
• Estos dos orbitales degenerados se alienarán a
180° uno del otro.
• Esto es consistente con la geometría observada
de los compuestos de berilio: lineal.

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Orbitales híbridos
• Con orbitales híbridos el diagrama de
orbitales para el berilio se vería así.
• Los orbitales sp son mayores en energía que
el orbital 1s pero menor que el 2p.

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El uso de un modelo similar para el boro
conduce a…
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enlace
…tres orbitales degenerados sp2
.
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Con el carbono tenemos…
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…cuatro orbitales
degenerados sp3
.
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Para geometrías que involucran octetos
expandidos en el átomo central, debemos
utilizar orbitales d en nuestros híbridos.
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Esto conduce a cinco orbitales
degenerados sp3
d…
…o a seis orbitales
degenerados sp3
d2
.
Orbitales híbridos

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Una vez que se
conoce la geometría
del dominio de
electrones, se
conoce el estado de
hibridación del
átomo.
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híbridos
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Teoría del enlace de valencia
• La hibridación es una protagonista
principal en esta aproximación al
enlazamiento.
• Existen dos formas en las que los
orbitales pueden traslaparse para
formar enlaces entre átomos.

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Enlaces sigma (σ)
• Los enlaces sigma se caracterizan por:
– Traslape extremo a extremo.
– Simetría cilíndrica de la densidad electrónica
alrededor del eje internuclear.

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Enlaces pi (π)
• Los enlaces pi se
caracterizan por:
– Traslape lateral.
– Densidad electrónica
sobre y debajo del
eje internuclear.

43. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
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Enlaces sencillos
Los enlaces sencillos siempre son enlaces σ,
debido a que el traslape σ es mayor, lo que
resulta en un enlace más fuerte y en mayor
disminución de energía.

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Enlaces múltiples
En un enlace múltiple uno de los enlaces es un
enlace σ y el resto son enlaces π.

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Enlaces múltiples
• En una molécula
como el formaldehído
(mostrada a la
izquierda) un orbital
sp2
en el carbono se
traslapa de una forma
σ con el orbital
correspondiente en el
oxígeno.
• Los orbitales no
híbridos p se
traslapan de una
forma π.

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Enlaces múltiples
En enlaces triples,
como en el
acetileno, dos
orbitales sp forman
un enlace σ entre
los carbonos y dos
pares de orbitales se
traslapan de una
forma π para formar
los dos enlaces π.

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Electrones deslocalizados:
resonancia
Cuando trazamos estructuras de Lewis para
especies como el ión nitrato, dibujamos
estructuras de resonancia para reflejar con
mayor exactitud la estructura de la molécula o
ión.

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Electrones deslocalizados:
resonancia
• En realidad, cada uno de los
cuatro átomos en ión nitrato
tiene un orbital p.
• Los orbitales p en los tres
oxígenos se traslapan con el
orbital p en el nitrógeno
central.

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Electrones deslocalizados:
resonancia
Esto significa que los electrones
π no están localizados entre el
nitrógeno y uno de los oxígenos,
mas bien están deslocalizados
en todo el ión.

50. © 2009 Prentice-Hall Inc. Todos los derechos reservados.
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Resonancia
La molécula orgánica
del benceno tiene 6
enlaces σ y un orbital
p en cada átomo de
carbono.

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Resonancia
• En realidad los electrones π en el benceno no
están localizados, sino deslocalizados.
• La distribución uniforme de los electrones π en el
benceno hace a la molécula inusualmente estable.

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