5.4. Teoría de repulsión de pares de electrones de valencia.
Esta teoría es bastante intuitiva y predice la geometría de algunas moléculas sencillas, basándose en las estructuras de Lewis y en hacer mínima la repulsión eléctrica entre los pares de electrones que forman los enlaces y los de no enlace.
Por ejemplo, la molécula de agua: H-O-H
El oxígeno tiene 6 electrones de valencia: 1s2 2s2 2p4
Por tanto, tendrá dos pares de electrones sin compartir según la regla del octeto.
la repulsión eléctrica entre los 2 pares de electrones sin compartir impide que la molécula sea lineal, así que es angular.
La molécula de CO2 será lineal :
la estructura de Lewis es O=C=O, se observa que el carbono no posee pares de electrones no compartidos, por tanto la molécula debe de ser lineal.
El nitrógeno tiene una configuración: 1s2 2s2 2p3 y por tanto 5 electrones de valencia, formará tres enlaces sencillos con el nitrógeno y le restará 1 par de electrones sin compartir, que ocasionar una repulsión con los otros pares de electrones de los enlaces. Entonces para que la repulsión sea mínima entre ellos, adopta una estructura espacial de pirámide trigonal, de forma que los pares de electrones están lo más alejado posible entre ellos.
En todas las moléculas se trata de hacer lo mismo, ver que estructura de las posibles presenta una menor repulsión electrónica entre los pares de electrones de valencia, compartidos y no compartidos.
El CH4, tiene cuatro enlaces sencillos, y la forma de estar lo más alejados entre ellos sería la estructura tetraédrica de 109,3º. Así la repulsión es mínima; en cualquier otra disposición la repulsión sería
mayor.
La molécula de SO2 será lineal? No ya que el oxígeno tiene dos pares de electrones sin compartir y si fuera lineal habría mucha repulsión entre ellos , por tanto debe de ser angular. Comprobarlo escribiendo las estructuras de Lewis.
5.5.Geometría de las moléculas: hibridación.
Para explicar el enlace covalente, Pauling y Slater, utilizaron el modelo de orbitales atómicos o de enlace de valencia.
Un enlace covalente está formado por un par de electrones con spines opuestos ocupando un orbital atómico.
5.5.1. Hibridación sp
Para justificar la geometría de algunas moléculas como el BeCl2, se introduce el concepto de orbital híbrido("mezcla").
El berilio tiene una configuración 1s2, 2s2.
1s 2s 2p
Be: ¡! ¡!
Be(*): ¡! ¡ ¡
El berilio excitado posee un electrón en el 2s y otro en el 2p.
Por hibridación originan dos orbitales sp:
1 orbital 2s(esférico) + 1 orbital 2p(doble lóbulo) = 2 orbitales sp
Estos dos orbitales híbridos sp tienen una geometría determinada, formando un ángulo de 180º.
Así la molécula de BeCl2 : Cl-----Be-----Cl
Los enlaces se forman entre el orbital pz del cloro y el orbital híbrido del berilio( Ver libro de texto ).
Otras moléculas son BeF2, CO2, CS2, H2C2(etino)
CO2: O=C=O un par de electrones de cada enlace está hibridado
CS2: S=C=S Igual que el anterior.
Tendremos hibridación sp:
1. con dos dobles enlaces
2. con un triple enlace y un simple(etino)
5.5.2. Hibridación sp2.
El boro tiene una configuración 1s2,2s2,2p1:
1s 2s 2px 2py
B: ¡! ¡! ¡
B(*) ¡! ¡ ¡ ¡
1 orbital 2s + 2 orbitales 2p ==
3 orbitales híbridos sp2
Los tres orbitales híbridos están dirigidos hacia los vértices de un triángulo equilátero, con un ángulo de 120º.
F
¡
F-----B-------F
El boro está en el centro del triángulo equilátero y los átomos de flúor en los vértices. El enlace se forma entre el orbital 2pz del flúor y el orbital híbrido del boro, cada uno con un electrón con espín opuesto.
Otras moléculas son BCl3, AlF3, SO3, H4C2(eteno).
5.5.3. Hibridación sp3
El átomo de carbono tiene una configuración 1s2, 2s2,2p2:
1s 2s 2px 2py 2pz
C: ¡! ¡! ¡ ¡
C(*) ¡! ¡ ¡ ¡ ¡
1 orbital 2s + 3 orbitales 2p ===== 4 orbitales híbridos sp3
Los cuatro orbitales estarían dirigidos hacia los vértices de un tetraédro regular.
La molécula de metano, CH4, sería un ejemplo, el carbono en el centro del tetraédro y los cuatro hidrógeno en los vétices del tetraedro. Los enlaces se originan entre el orbital 1s del hidrógeno y el orbital hidrido sp3; en cada uno debe de haber un electrón con espín contrario.
La molécula de agua se explica por sp3:
1s 2s 2px 2py 2pz
O ¡! ¡! ¡! ¡ ¡
Para que haya hibridación no es necesario que en el orbital haya 1 electrón, puede haber 2 o ninguno
1 orbital 2s + 3 orbitales 2p === 4 orbitales híbridos sp3
Los cuatro orbitales estarían dirigidos hacia los vértices del tetraedro , pero dos de ellos tendrían 2 electrones y los otros dos orbitales híbridos tendrían 1 electrón cada uno. Por tanto la geometría es angular, por que los dos pares de elctrones no compartidos no forman enlace, por tanto la geometría sería angular.
Así formaría dos enlaces covalentes con el orbital 1s del hidrógeno. El ángulo de enlace sería menor del tetraédrico, 109,3º, debido a la repulsión del par de electrones no compartido, es decir , de unos 105º.
La molécula de amoniaco, NH3, se explica por sp3.
1s 2s 2px 2py 2pz
N ¡! ¡! ¡ ¡ ¡
1 orbital 2s + 3 orbitales 2p === 4 orbitales híbridos sp3
De los 4 orbitales híbridos sólo tres forman enlace con el hidrógeno y un par de electrones no compartido.
La geometría sería piramidal, con el nitrógeno en el vértice de la pirámide trigonal, con ángulo de enlace de unos 107º.
Otras moléculas son CF4, SiH4, SiCl4, NH4(+), BF4(-),
H6C2(etano).
5.5.4. Otras hibridaciones.
A. sp3d. En este tipo se "mezclan" 1 orbital s, 3 orbitales p y un orbital d originando 5 orbitales híbridos sp3d, formando una geometría de bipirámide trigonal(sin pares de electrones no compartidos) como el PF5, PCl5, AsF5, AsCl5.
B.sp3d2. Aquí se "mezclan" 1 orbital s, 3 orbitales p, y 2 orbitales d, formandose 6 orbitales híbridos sp3d2; la geometría es una bipirámide cuadrada u octaedro(sin pares de electrones no compartidos) como el SF6.
