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                                    9: Geometría Molecular y Teorías de Enlace

Tabla de contenidos

9.2: El modelo VSEPR

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ID de página: 21752

Objetivos de aprendizaje

Usar el modelo VSEPR para predecir geometrías moleculares.

Para predecir si una molécula tiene un momento dipolar.

El enfoque de pares de electrones de Lewis puede usarse para predecir el número y los tipos de enlaces entre los átomos en una sustancia, e indica qué átomos tienen pares de electrones solitarios. Sin embargo, este enfoque no proporciona información sobre la disposición real de los átomos en el espacio. Continuamos nuestra discusión sobre la estructura y la unión mediante la introducción del modelo de repulsión de par de electrones valencia-capa (VSEPR) (pronunciado “vesper”), que puede usarse para predecir las formas de muchas moléculas e iones poliatómicos. Sin embargo, tenga en cuenta que el modelo VSEPR, como cualquier modelo, es una representación limitada de la realidad; El modelo no proporciona información sobre la longitud de los enlaces o la presencia de enlaces múltiples.

El modelo VSEPR

El modelo VSEPR puede predecir la estructura de casi cualquier molécula o ion poliatómico en el que el átomo central no es un metal, así como las estructuras de muchas moléculas e iones poliatómicos con un átomo metálico central. La premisa de la teoría VSEPR es que los pares de electrones ubicados en enlaces y pares solitarios se repelen entre sí y, por lo tanto, adoptarán la geometría que coloca los pares de electrones lo más separados posible. Esta teoría es muy simplista y no tiene en cuenta las sutilezas de las interacciones orbitales que influyen en las formas moleculares; sin embargo, el simple procedimiento de conteo VSEPR predice con precisión las estructuras tridimensionales de una gran cantidad de compuestos, que no pueden predecirse utilizando el enfoque de pares de electrones de Lewis.

Figura ( PageIndex {1} ): Estructuras comunes para moléculas e iones poliatómicos que consisten en un átomo central unido a otros dos o tres átomos

Podemos usar el modelo VSEPR para predecir la geometría de la mayoría de las moléculas e iones poliatómicos centrándonos solo en el número de pares de electrones alrededor del átomo central , ignorando todos los demás electrones de valencia presentes. Según este modelo, los electrones de valencia en la estructura de Lewis forman grupos , que pueden consistir en un enlace simple, un enlace doble, un enlace triple, un par solitario de electrones, o incluso un solo electrón no apareado, que en el modelo VSEPR se cuenta como un par solitario. Debido a que los electrones se repelen entre ellos electrostáticamente, la disposición más estable de los grupos de electrones (es decir, el que tiene la energía más baja) es el que minimiza las repulsiones. Los grupos se colocan alrededor del átomo central de una manera que produce la estructura molecular con la energía más baja, como se ilustra en las Figuras ( PageIndex {1} ) y ( PageIndex {2} ).

Figura ( PageIndex {2} ): Geometrías de electrones para especies con dos a seis grupos de electrones. Los grupos se colocan alrededor del átomo central de una manera que produce una estructura molecular con la energía más baja, es decir, la que minimiza las repulsiones.

En el modelo VSEPR, la molécula o ion poliatómico recibe una designación AX _m E _n, donde A es la designación átomo central, X es un átomo unido, E es un grupo de electrones de valencia no unido (generalmente un par solitario de electrones), y m y n son enteros. Cada grupo alrededor del átomo central se designa como un par de enlace (BP) o un par solitario (no unido) (LP). A partir de las interacciones BP y LP podemos predecir tanto las posiciones relativas de los átomos como los ángulos entre los enlaces, llamados ángulos de enlace . Con esta información, podemos describir la geometría molecular , la disposición de los átomos unidos en una molécula o ion poliatómico.

VESPR Produce para predecir la geometría molecular

Este procedimiento VESPR se resume de la siguiente manera:

Dibuje la estructura electrónica de Lewis de la molécula o ion poliatómico.

Determine la disposición del grupo de electrones alrededor del átomo central que minimiza las repulsiones.

Asignar una AX _m E _n designación; luego identifique las interacciones LP – LP, LP – BP o BP – BP y prediga las desviaciones de los ángulos de enlace ideales.

Describe la geometría molecular.

Ilustraremos el uso de este procedimiento con varios ejemplos, comenzando con átomos con dos grupos de electrones. En nuestra discusión nos referiremos a la Figura ( PageIndex {2} ) y la Figura ( PageIndex {3} ), que resumen las geometrías moleculares comunes y los ángulos de enlace idealizados de moléculas e iones con dos a seis grupos de electrones.

Figura ( PageIndex {3} ): Geometrías moleculares comunes para especies con dos a seis grupos de electrones. Los pares solitarios se muestran usando una línea discontinua.

Dos grupos de electrones

Nuestro primer ejemplo es una molécula con dos átomos unidos y sin pares de electrones solos, (BeH_2 ).

AX ₂ Moléculas: BeH ₂

1. El átomo central, el berilio, aporta dos electrones de valencia, y cada átomo de hidrógeno aporta uno. La estructura electrónica de Lewis es

Figura ( PageIndex {2} ) que la disposición que minimiza las repulsiones coloca a los grupos separados 180 °.

3. Ambos grupos alrededor del átomo central son pares de enlace (BP). Por lo tanto, BeH ₂ se designa como AX ₂.

4. De la Figura ( PageIndex {3} ) vemos que con dos pares de enlaces, la geometría molecular que minimiza las repulsiones en BeH ₂ es lineal .

AX ₂ Moléculas: CO ₂

1. El átomo central, el carbono, aporta cuatro electrones de valencia, y cada átomo de oxígeno aporta seis. La estructura electrónica de Lewis es

2. El átomo de carbono forma dos enlaces dobles. Cada doble enlace es un grupo, por lo que hay dos grupos de electrones alrededor del átomo central. Al igual que BeH ₂, la disposición que minimiza las repulsiones coloca a los grupos separados 180 °.

3. Una vez más, ambos grupos alrededor del átomo central son pares de enlace (BP), por lo que CO ₂ se designa como AX ₂.

4. VSEPR solo reconoce grupos alrededor del átomo central . Así, los pares solitarios en los átomos de oxígeno no influyen en la geometría molecular. Con dos pares de enlace en el átomo central y sin pares solitarios, la geometría molecular de CO ₂ es lineal (Figura ( PageIndex {3} )). La estructura de ( ce {CO2} ) se muestra en la Figura ( PageIndex {1} ).

Tres grupos de electrones

AX ₃ Moléculas: BCl ₃

1. El átomo central, el boro, aporta tres electrones de valencia, y cada átomo de cloro aporta siete electrones de valencia. La estructura electrónica de Lewis es

3. Todos los grupos de electrones son pares de enlace (BP), por lo que la estructura se designa como AX ₃.

4. De la Figura ( PageIndex {3} ) vemos que con tres pares de enlace alrededor del átomo central, la geometría molecular de BCl ₃ es planar trigonal , como se muestra en la Figura ( PageIndex {2} ).

AX ₃ Moléculas: CO ₃ ²⁻

1. El átomo central, el carbono, tiene cuatro electrones de valencia, y cada átomo de oxígeno tiene seis electrones de valencia. Como aprendió anteriormente, la estructura electrónica de Lewis de una de las tres formas de resonancia se representa como

3. Todos los grupos de electrones son pares de enlace (BP). Con tres grupos de enlace alrededor del átomo central, la estructura se designa como AX ₃.

4. Vemos en la Figura ( PageIndex {3} ) que la geometría molecular de CO ₃ ²⁻ es trigonal plana con ángulos de enlace de 120 °.

En nuestro próximo ejemplo, encontramos los efectos de pares solitarios y enlaces múltiples en la geometría molecular por primera vez.

AX ₂ E Moléculas: SO ₂

1. El átomo central, el azufre, tiene 6 electrones de valencia, al igual que cada átomo de oxígeno. Con 18 electrones de valencia, la estructura electrónica de Lewis se muestra a continuación.

3. Hay dos pares de enlaces y un par solitario, por lo que la estructura se designa como AX ₂ E. Esta designación tiene un total de tres pares de electrones, dos X y uno E. Porque un solitario El par no es compartido por dos núcleos, ocupa más espacio cerca del átomo central que un par de enlace (Figura ( PageIndex {4} )). Así, los pares de unión y los pares solitarios se repelen entre sí electrostáticamente en el orden BP – BP 2 , tenemos una interacción BP-BP y dos interacciones LP-BP.

4. La geometría molecular se describe solo por las posiciones de los núcleos, no por las posiciones de los pares solitarios. Así, con dos núcleos y un par solitario, la forma es doblada o en forma de V , que puede verse como una disposición plana trigonal con un vértice faltante (Figuras ( PageIndex {2 } ) y ( PageIndex {3} )). Se espera que el ángulo de enlace O-S-O sea menor que 120 ° debido al espacio adicional que ocupa el par solitario.

Figura ( PageIndex {4} ): La diferencia en el espacio ocupado por un par solitario de electrones y por un par de unión

Al igual que con SO ₂, este modelo compuesto de distribución de electrones y potencial electrostático negativo en amoníaco muestra que un par solitario de electrones ocupa una región más grande del espacio alrededor del átomo de nitrógeno que un par de electrones de enlace eso se comparte con un átomo de hidrógeno.

Al igual que los pares de electrones solitarios, los enlaces múltiples ocupan más espacio alrededor del átomo central que un enlace simple, lo que puede hacer que otros ángulos de enlace sean algo más pequeños de lo esperado. Esto se debe a que un enlace múltiple tiene una densidad de electrones más alta que un enlace simple, por lo que sus electrones ocupan más espacio que los de un enlace simple. Por ejemplo, en una molécula como CH ₂ O (AX ₃), cuya estructura se muestra a continuación, el doble enlace repele los enlaces individuales con más fuerza que los enlaces individuales se repelen entre sí . Esto provoca una desviación de la geometría ideal (un ángulo de enlace H – C – H de 116.5 ° en lugar de 120 °).

Cuatro grupos de electrones

Una de las limitaciones de las estructuras de Lewis es que representan moléculas e iones en solo dos dimensiones. Con cuatro grupos de electrones, debemos aprender a mostrar moléculas e iones en tres dimensiones.

AX ₄ Moléculas: CH ₄

1. El átomo central, el carbono, aporta cuatro electrones de valencia, y cada átomo de hidrógeno tiene un electrón de valencia, por lo que la estructura electrónica completa de Lewis es

2. Hay cuatro grupos de electrones alrededor del átomo central. Como se muestra en la Figura ( PageIndex {2} ), las repulsiones se minimizan colocando los grupos en las esquinas de un tetraedro con ángulos de enlace de 109.5 °.

3. Todos los grupos de electrones son pares de enlace, por lo que la estructura se designa como AX ₄.

4. Con cuatro pares de enlace, la geometría molecular del metano es tetraédrica (Figura ( PageIndex {3} )).

AX ₃ E Moléculas: NH ₃

1. En el amoníaco, el átomo central, el nitrógeno, tiene cinco electrones de valencia y cada hidrógeno dona un electrón de valencia, produciendo la estructura del electrón de Lewis

2. Hay cuatro grupos de electrones alrededor del nitrógeno, tres pares de enlaces y un par solitario. Las repulsiones se minimizan al dirigir cada átomo de hidrógeno y el par solitario a las esquinas de un tetraedro.

3. Con tres pares de enlace y un par solitario, la estructura se designa como AX ₃ E. Esta designación tiene un total de cuatro pares de electrones, tres X y uno E. Esperamos que el LP– Interacciones de BP para causar que los ángulos del par de enlace se desvíen significativamente de los ángulos de un tetraedro perfecto.

4. Hay tres núcleos y un par solitario, por lo que la geometría molecular es piramidal trigonal . En esencia, este es un tetraedro al que le falta un vértice (Figura ( PageIndex {3} )). Sin embargo, los ángulos de enlace H – N – H son menores que el ángulo ideal de 109.5 ° debido a las repulsiones LP – BP (Figura ( PageIndex {3} ) y Figura ( PageIndex {4} )).

AX ₂ E ₂ Moléculas: H ₂ O

1. El oxígeno tiene seis electrones de valencia y cada hidrógeno tiene un electrón de valencia, produciendo la estructura de electrones de Lewis

3. Con dos pares de enlace y dos pares solitarios, la estructura se designa como AX ₂ E ₂ con un total de cuatro pares de electrones. Debido a las interacciones LP – LP, LP – BP y BP – BP, esperamos una desviación significativa de los ángulos tetraédricos idealizados.

4. Con dos átomos de hidrógeno y dos pares de electrones solitarios, la estructura tiene interacciones significativas de pares solitarios. Hay dos núcleos alrededor del átomo central, por lo que la forma molecular es doblada o en forma de V , con un ángulo H – O – H que es incluso menor que el H – N– Ángulos H en NH ₃, como es de esperar debido a la presencia de dos pares de electrones solitarios en el átomo central en lugar de uno. Esta forma molecular es esencialmente un tetraedro con dos vértices faltantes.

Cinco grupos de electrones

En ejemplos anteriores no importaba dónde colocamos los grupos de electrones porque todas las posiciones eran equivalentes. En algunos casos, sin embargo, las posiciones no son equivalentes. Encontramos esta situación por primera vez con cinco grupos de electrones.

AX ₅ Moléculas: PCl ₅

1. El fósforo tiene cinco electrones de valencia y cada cloro tiene siete electrones de valencia, por lo que la estructura electrónica de Lewis de PCl ₅ es

3. Todos los grupos de electrones son pares de enlace, por lo que la estructura se designa como AX ₅. No hay interacciones de pares solitarios.

4. La geometría molecular de PCl ₅ es trigonal bipiramidal , como se muestra en la Figura ( PageIndex {3} ). La molécula tiene tres átomos en un plano en posiciones ecuatoriales y dos átomos arriba y abajo del plano en posiciones axiales . Las tres posiciones ecuatoriales están separadas 120 ° entre sí, y las dos posiciones axiales están a 90 ° del plano ecuatorial. Las posiciones axial y ecuatorial no son químicamente equivalentes, como veremos en nuestro próximo ejemplo.

AX ₄ E Moléculas: SF ₄

1. El átomo de azufre tiene seis electrones de valencia y cada flúor tiene siete electrones de valencia, por lo que la estructura de electrones de Lewis es

Con una valencia expandida, esta especie es una excepción a la regla del octeto.

2. Hay cinco grupos alrededor del azufre, cuatro pares de enlace y un par solitario. Con cinco grupos de electrones, la disposición de energía más baja es una bipirámide trigonal, como se muestra en la Figura ( PageIndex {2} ).

3. Designamos SF ₄ como AX ₄ E; Tiene un total de cinco pares de electrones. Sin embargo, debido a que las posiciones axial y ecuatorial no son químicamente equivalentes, ¿dónde ubicamos el par solitario? Si colocamos el par solitario en la posición axial, tenemos tres repulsiones LP – BP a 90 °. Si lo colocamos en la posición ecuatorial, tenemos dos repulsiones LP-BP de 90 ° a 90 °. Con menos repulsiones LP-BP de 90 °, podemos predecir que la estructura con el par solitario de electrones en la posición ecuatorial es más estable que la que tiene el par solitario en la posición axial . También esperamos una desviación de la geometría ideal porque un par solitario de electrones ocupa más espacio que un par de enlace.

9.2.4.png — Figura ( PageIndex {5} ): Ilustración del área compartida por dos pares de electrones versus el ángulo entre ellos

A 90 °, los dos pares de electrones comparten una región relativamente grande del espacio, lo que conduce a fuertes interacciones repulsivas electrón-electrón.

4. Con cuatro núcleos y un solo par de electrones, la estructura molecular se basa en una bipirámide trigonal con un vértice ecuatorial faltante; se describe como un subibaja . El ángulo F _axial –S – F _axial es 173 ° en lugar de 180 ° debido al único par de electrones en el plano ecuatorial.

AX ₃ E ₂ Moléculas: BrF ₃

1. El átomo de bromo tiene siete electrones de valencia, y cada flúor tiene siete electrones de valencia, por lo que la estructura electrónica de Lewis es

Una vez más, tenemos un compuesto que es una excepción a la regla del octeto.

2. Hay cinco grupos alrededor del átomo central, tres pares de enlace y dos pares solitarios. Nuevamente dirigimos los grupos hacia los vértices de una bipirámide trigonal.

3. Con tres pares de unión y dos pares solitarios, la designación estructural es AX ₃ E ₂ con un total de cinco pares de electrones. Debido a que las posiciones axial y ecuatorial no son equivalentes, debemos decidir cómo organizar los grupos para minimizar las repulsiones. Si colocamos ambos pares solitarios en las posiciones axiales, tenemos seis repulsiones LP – BP a 90 °. Si ambos están en las posiciones ecuatoriales, tenemos cuatro repulsiones LP – BP a 90 °. Si un par solitario es axial y el otro ecuatorial, tenemos una repulsión LP – LP a 90 ° y tres repulsiones LP – BP a 90 °:

La estructura (c) se puede eliminar porque tiene una interacción LP-LP a 90 °. La estructura (b), con menos repulsiones LP – BP a 90 ° que (a), es más baja en energía. Sin embargo, predecimos una desviación en los ángulos de enlace debido a la presencia de los dos pares de electrones solitarios.

4. Los tres núcleos en BrF ₃ determinan su estructura molecular, que se describe como en forma de T . Esto es esencialmente una bipirámide trigonal a la que le faltan dos vértices ecuatoriales. El ángulo F _axial –Br – F _axial es 172 °, menos de 180 ° debido a las repulsiones LP – BP (Figura ( PageIndex {2} ). 1).

Debido a que los pares solitarios ocupan más espacio alrededor del átomo central que los pares de enlace, las repulsiones electrostáticas son más importantes para los pares solitarios que para los pares de enlace.

AX ₂ E ₃ Moléculas: I ₃ ^–

1. Cada átomo de yodo aporta siete electrones y el de carga negativa, por lo que la estructura electrónica de Lewis es

2. Hay cinco grupos de electrones sobre el átomo central en I ₃ ^–, dos pares de enlace y tres pares solitarios. Para minimizar las repulsiones, los grupos se dirigen a las esquinas de una bipirámide trigonal.

3. Con dos pares de unión y tres pares solitarios, I ₃ ^– tiene un total de cinco pares de electrones y se designa como AX ₂ E [ 19459189] 3 . Ahora debemos decidir cómo organizar los pares de electrones solitarios en una bipirámide trigonal de manera que minimice las repulsiones. Al colocarlos en las posiciones axiales se eliminan las repeticiones LP-LP de 90 ° y se minimiza el número de repulsiones LP-BP de 90 °.

Los tres pares de electrones solitarios tienen interacciones equivalentes con los tres átomos de yodo, por lo que no esperamos ninguna desviación en los ángulos de enlace.

4. Con tres núcleos y tres pares de electrones solitarios, la geometría molecular de I ₃ ^– es lineal. Esto se puede describir como una bipirámide trigonal a la que le faltan tres vértices ecuatoriales. El ion tiene un ángulo I – I – I de 180 °, como se esperaba.

Seis grupos de electrones

Seis grupos de electrones forman un octaedro , un poliedro hecho de triángulos equiláteros idénticos y seis vértices idénticos (Figura ( PageIndex {2} ).)

AX ₆ Moléculas: SF ₆

1. El átomo central, azufre, aporta seis electrones de valencia, y cada átomo de flúor tiene siete electrones de valencia, por lo que la estructura de electrones de Lewis es

Con una valencia expandida, esta especie es una excepción a la regla del octeto.

2. Hay seis grupos de electrones alrededor del átomo central, cada uno un par de enlace. En la Figura ( PageIndex {2} ) vemos que la geometría que minimiza las repulsiones es octaédrica .

3. Con solo pares de unión, SF ₆ se designa como AX ₆. Todas las posiciones son químicamente equivalentes, por lo que todas las interacciones electrónicas son equivalentes.

4. Hay seis núcleos, por lo que la geometría molecular de SF ₆ es octaédrica.

AX ₅ E Moléculas: BrF ₅

1. El átomo central, el bromo, tiene siete electrones de valencia, al igual que cada flúor, por lo que la estructura electrónica de Lewis es

Con su valencia expandida, esta especie es una excepción a la regla del octeto.

2. Hay seis grupos de electrones alrededor del Br, cinco pares de enlaces y un par solitario. La colocación de cinco átomos de F alrededor de Br mientras se minimizan las repulsiones BP – BP y LP – BP da la siguiente estructura:

3. Con cinco pares de unión y un par solitario, BrF ₅ se designa como AX ₅ E; Tiene un total de seis pares de electrones. La estructura BrF ₅ tiene cuatro átomos de flúor en un plano en posición ecuatorial y un átomo de flúor y el único par de electrones en las posiciones axiales. Esperamos que todos los ángulos F _axiales –Br – F _ecuatoriales sean inferiores a 90 ° debido al par solitario de electrones, que ocupa más espacio que los pares de electrones de enlace.

4. Con cinco núcleos que rodean el átomo central, la estructura molecular se basa en un octaedro al que le falta un vértice. Esta estructura molecular es piramidal cuadrada . Los ángulos F _axial –B – F _ecuatorial son 85,1 °, menos de 90 ° debido a las repulsiones LP – BP.

AX ₄ E ₂ Moléculas: ICl ₄ ^–

1. El átomo central, el yodo, aporta siete electrones. Cada cloro aporta siete, y hay una sola carga negativa. La estructura electrónica de Lewis es

2. Hay seis grupos de electrones alrededor del átomo central, cuatro pares de enlaces y dos pares solitarios. La estructura que minimiza las repulsiones LP – LP, LP – BP y BP – BP es

3. ICl ₄ ^– se designa como AX ₄ E ₂ y tiene un total de seis pares de electrones. Aunque hay pares de electrones solitarios, con cuatro pares de electrones de enlace en el plano ecuatorial y los pares de electrones solitarios en las posiciones axiales, todas las repulsiones LP-BP son iguales. Por lo tanto, no esperamos ninguna desviación en los ángulos de enlace Cl – I – Cl.

4. Con cinco núcleos, el ion ICl4− forma una estructura molecular que es plana cuadrada , un octaedro al que le faltan dos vértices opuestos.

La relación entre el número de grupos de electrones alrededor de un átomo central, el número de pares de electrones solitarios y la geometría molecular se resume en la Figura ( PageIndex {6} ).

alt

Figura ( PageIndex {6} ): Descripción general de las geometrías moleculares

Ejemplo ( PageIndex {1} )

Usando el modelo VSEPR, predice la geometría molecular de cada molécula o ion.

PF ₅ (pentafluoruro de fósforo, un catalizador utilizado en ciertas reacciones orgánicas)

H ₃ O ⁺ (ion hidronio)

Dado: dos especies químicas

Preguntado por: geometría molecular

Estrategia:

Dibuje la estructura electrónica de Lewis de la molécula o ion poliatómico.

Determine la disposición del grupo de electrones alrededor del átomo central que minimiza las repulsiones.

Asignar una AX _m E _n designación; luego identifique las interacciones LP – LP, LP – BP o BP – BP y prediga las desviaciones en los ángulos de enlace.

Describe la geometría molecular.

Solución:

A El átomo central, P, tiene cinco electrones de valencia y cada flúor tiene siete electrones de valencia, por lo que la estructura de Lewis de PF ₅ es



Figura ( PageIndex {6} )).



C Todos los grupos de electrones son pares de enlace, por lo que PF ₅ se designa como AX ₅. Tenga en cuenta que esto da un total de cinco pares de electrones. Sin repulsiones de pares solitarios, no esperamos que ningún ángulo de enlace se desvíe del ideal.



D La molécula PF ₅ tiene cinco núcleos y ningún par de electrones solos, por lo que su geometría molecular es trigonal bipiramidal.

A El átomo central, O, tiene seis electrones de valencia, y cada átomo de H contribuye con un electrón de valencia. Restar un electrón para la carga positiva da un total de ocho electrones de valencia, por lo que la estructura electrónica de Lewis es





B There are four electron groups around oxygen, three bonding pairs and one lone pair. Like NH ₃ , repulsions are minimized by directing each hydrogen atom and the lone pair to the corners of a tetrahedron.



C With three bonding pairs and one lone pair, the structure is designated as AX ₃ E and has a total of four electron pairs (three X and one E). We expect the LP–BP interactions to cause the bonding pair angles to deviate significantly from the angles of a perfect tetrahedron.



D There are three nuclei and one lone pair, so the molecular geometry is trigonal pyramidal , in essence a tetrahedron missing a vertex. However, the H–O–H bond angles are less than the ideal angle of 109.5° because of LP–BP repulsions:

Exercise (PageIndex{1})

Using the VSEPR model, predict the molecular geometry of each molecule or ion.

XeO ₃

PF ₆ ⁻

NO ₂ ⁺

Answer a

trigonal pyramidal

Answer b

octahedral

Answer c

linear

Example (PageIndex{2})

Predict the molecular geometry of each molecule.

XeF ₂

SnCl ₂

Given: two chemical compounds

Asked for: molecular geometry

Strategy:

Use the strategy given in Example(PageIndex{1}).

Solution:

A Xenon contributes eight electrons and each fluorine seven valence electrons, so the Lewis electron structure is





B There are five electron groups around the central atom, two bonding pairs and three lone pairs. Repulsions are minimized by placing the groups in the corners of a trigonal bipyramid.



C From B, XeF ₂ is designated as AX ₂ E ₃ and has a total of five electron pairs (two X and three E). With three lone pairs about the central atom, we can arrange the two F atoms in three possible ways: both F atoms can be axial, one can be axial and one equatorial, or both can be equatorial:





The structure with the lowest energy is the one that minimizes LP–LP repulsions. Both (b) and (c) have two 90° LP–LP interactions, whereas structure (a) has none. Thus both F atoms are in the axial positions, like the two iodine atoms around the central iodine in I ₃ ⁻ . All LP–BP interactions are equivalent, so we do not expect a deviation from an ideal 180° in the F–Xe–F bond angle.



D With two nuclei about the central atom, the molecular geometry of XeF ₂ is linear. It is a trigonal bipyramid with three missing equatorial vertices.

A The tin atom donates 4 valence electrons and each chlorine atom donates 7 valence electrons. With 18 valence electrons, the Lewis electron structure is





B There are three electron groups around the central atom, two bonding groups and one lone pair of electrons. To minimize repulsions the three groups are initially placed at 120° angles from each other.



C From B we designate SnCl ₂ as AX ₂ E. It has a total of three electron pairs, two X and one E. Because the lone pair of electrons occupies more space than the bonding pairs, we expect a decrease in the Cl–Sn–Cl bond angle due to increased LP–BP repulsions.



D With two nuclei around the central atom and one lone pair of electrons, the molecular geometry of SnCl ₂ is bent, like SO ₂ , but with a Cl–Sn–Cl bond angle of 95°. The molecular geometry can be described as a trigonal planar arrangement with one vertex missing.

Exercise (PageIndex{2})

Predict the molecular geometry of each molecule.

SO ₃

XeF ₄

Answer a

trigonal planar

Answer b

square planar

Molecules with No Single Central Atom

The VSEPR model can be used to predict the structure of somewhat more complex molecules with no single central atom by treating them as linked AX _m E _n fragments. We will demonstrate with methyl isocyanate (CH ₃ –N=C=O), a volatile and highly toxic molecule that is used to produce the pesticide Sevin. In 1984, large quantities of Sevin were accidentally released in Bhopal, India, when water leaked into storage tanks. The resulting highly exothermic reaction caused a rapid increase in pressure that ruptured the tanks, releasing large amounts of methyl isocyanate that killed approximately 3800 people and wholly or partially disabled about 50,000 others. In addition, there was significant damage to livestock and crops.

We can treat methyl isocyanate as linked AX _m E _n fragments beginning with the carbon atom at the left, which is connected to three H atoms and one N atom by single bonds. The four bonds around carbon mean that it must be surrounded by four bonding electron pairs in a configuration similar to AX ₄ . We can therefore predict the CH ₃ –N portion of the molecule to be roughly tetrahedral, similar to methane:

The nitrogen atom is connected to one carbon by a single bond and to the other carbon by a double bond, producing a total of three bonds, C–N=C. For nitrogen to have an octet of electrons, it must also have a lone pair:

Because multiple bonds are not shown in the VSEPR model, the nitrogen is effectively surrounded by three electron pairs. Thus according to the VSEPR model, the C–N=C fragment should be bent with an angle less than 120°.

The carbon in the –N=C=O fragment is doubly bonded to both nitrogen and oxygen, which in the VSEPR model gives carbon a total of two electron pairs. The N=C=O angle should therefore be 180°, or linear. The three fragments combine to give the following structure:

alt — Figure (PageIndex{7}): The Experimentally Determined Structure of Methyl Isocyanate

Certain patterns are seen in the structures of moderately complex molecules. For example, carbon atoms with four bonds (such as the carbon on the left in methyl isocyanate) are generally tetrahedral. Similarly, the carbon atom on the right has two double bonds that are similar to those in CO ₂ , so its geometry, like that of CO ₂ , is linear. Recognizing similarities to simpler molecules will help you predict the molecular geometries of more complex molecules.

Example (PageIndex{3})

Use the VSEPR model to predict the molecular geometry of propyne (H ₃ C–C≡CH), a gas with some anesthetic properties.

Given: chemical compound

Asked for: molecular geometry

Strategy:

Count the number of electron groups around each carbon, recognizing that in the VSEPR model, a multiple bond counts as a single group. Use Figure (PageIndex{3}) to determine the molecular geometry around each carbon atom and then deduce the structure of the molecule as a whole.

Solution:

Because the carbon atom on the left is bonded to four other atoms, we know that it is approximately tetrahedral. The next two carbon atoms share a triple bond, and each has an additional single bond. Because a multiple bond is counted as a single bond in the VSEPR model, each carbon atom behaves as if it had two electron groups. This means that both of these carbons are linear, with C–C≡C and C≡C–H angles of 180°.

Exercise (PageIndex{3})

Predict the geometry of allene (H ₂ C=C=CH ₂ ), a compound with narcotic properties that is used to make more complex organic molecules.

Answer

The terminal carbon atoms are trigonal planar, the central carbon is linear, and the C–C–C angle is 180°.

Molecular Dipole Moments

You previously learned how to calculate the dipole moments of simple diatomic molecules. In more complex molecules with polar covalent bonds, the three-dimensional geometry and the compound’s symmetry determine whether there is a net dipole moment. Mathematically, dipole moments are vectors ; they possess both a magnitude and a direction . The dipole moment of a molecule is therefore the vector sum of the dipole moments of the individual bonds in the molecule. If the individual bond dipole moments cancel one another, there is no net dipole moment. Such is the case for CO ₂ , a linear molecule (Figure (PageIndex{8a})). Each C–O bond in CO ₂ is polar, yet experiments show that the CO ₂ molecule has no dipole moment. Because the two C–O bond dipoles in CO ₂ are equal in magnitude and oriented at 180° to each other, they cancel. As a result, the CO ₂ molecule has no net dipole moment even though it has a substantial separation of charge. In contrast, the H ₂ O molecule is not linear (Figure (PageIndex{8b})); it is bent in three-dimensional space, so the dipole moments do not cancel each other. Thus a molecule such as H ₂ O has a net dipole moment. We expect the concentration of negative charge to be on the oxygen, the more electronegative atom, and positive charge on the two hydrogens. This charge polarization allows H ₂ O to hydrogen-bond to other polarized or charged species, including other water molecules.

alt — Figure (PageIndex{8}): How Individual Bond Dipole Moments Are Added Together to Give an Overall Molecular Dipole Moment for Two Triatomic Molecules with Different Structures. (a) In CO ₂ , the C–O bond dipoles are equal in magnitude but oriented in opposite directions (at 180°). Their vector sum is zero, so CO ₂ therefore has no net dipole. (b) In H ₂ O, the O–H bond dipoles are also equal in magnitude, but they are oriented at 104.5° to each other. Hence the vector sum is not zero, and H ₂ O has a net dipole moment.

Other examples of molecules with polar bonds are shown in Figure (PageIndex{9}). In molecular geometries that are highly symmetrical (most notably tetrahedral and square planar, trigonal bipyramidal, and octahedral), individual bond dipole moments completely cancel, and there is no net dipole moment. Although a molecule like CHCl ₃ is best described as tetrahedral, the atoms bonded to carbon are not identical. Consequently, the bond dipole moments cannot cancel one another, and the molecule has a dipole moment. Due to the arrangement of the bonds in molecules that have V-shaped, trigonal pyramidal, seesaw, T-shaped, and square pyramidal geometries, the bond dipole moments cannot cancel one another. Consequently, molecules with these geometries always have a nonzero dipole moment.

Figure (PageIndex{9}) : Molecules with Polar Bonds. Individual bond dipole moments are indicated in red. Due to their different three-dimensional structures, some molecules with polar bonds have a net dipole moment (HCl, CH ₂ O, NH ₃ , and CHCl ₃ ), indicated in blue, whereas others do not because the bond dipole moments cancel (BCl ₃ , CCl ₄ , PF ₅ , and SF ₆ ).

Molecules with asymmetrical charge distributions have a net dipole moment.

Example (PageIndex{4})

Which molecule(s) has a net dipole moment?

(ce{H2S})

(ce{NHF2})

(ce{BF3})

Given: three chemical compounds

Asked for: net dipole moment

Strategy:

For each three-dimensional molecular geometry, predict whether the bond dipoles cancel. If they do not, then the molecule has a net dipole moment.

Solution:

The total number of electrons around the central atom, S, is eight, which gives four electron pairs. Two of these electron pairs are bonding pairs and two are lone pairs, so the molecular geometry of (ce{H2S}) is bent (Figure (PageIndex{6})). The bond dipoles cannot cancel one another, so the molecule has a net dipole moment.

Difluoroamine has a trigonal pyramidal molecular geometry. Because there is one hydrogen and two fluorines, and because of the lone pair of electrons on nitrogen, the molecule is not symmetrical, and the bond dipoles of NHF ₂ cannot cancel one another. This means that NHF ₂ has a net dipole moment. We expect polarization from the two fluorine atoms, the most electronegative atoms in the periodic table, to have a greater affect on the net dipole moment than polarization from the lone pair of electrons on nitrogen.

The molecular geometry of BF ₃ is trigonal planar. Because all the B–F bonds are equal and the molecule is highly symmetrical, the dipoles cancel one another in three-dimensional space. Thus BF ₃ has a net dipole moment of zero:

Exercise (PageIndex{4})

Which molecule(s) has a net dipole moment?

(ce{CH3Cl})

(ce{SO3})

(ce{XeO3})

Answer

(ce{CH3Cl}) and (ce{XeO3})

Summary

Lewis electron structures give no information about molecular geometry , the arrangement of bonded atoms in a molecule or polyatomic ion, which is crucial to understanding the chemistry of a molecule. The valence-shell electron-pair repulsion (VSEPR) model allows us to predict which of the possible structures is actually observed in most cases. It is based on the assumption that pairs of electrons occupy space, and the lowest-energy structure is the one that minimizes electron pair–electron pair repulsions. In the VSEPR model, the molecule or polyatomic ion is given an AX _m E _n designation, where A is the central atom, X is a bonded atom, E is a nonbonding valence electron group (usually a lone pair of electrons), and m and n are integers. Each group around the central atom is designated as a bonding pair (BP) or lone (nonbonding) pair (LP). From the BP and LP interactions we can predict both the relative positions of the atoms and the angles between the bonds, called the bond angles . From this we can describe the molecular geometry . The VSEPR model can be used to predict the shapes of many molecules and polyatomic ions, but it gives no information about bond lengths and the presence of multiple bonds. A combination of VSEPR and a bonding model, such as Lewis electron structures, is necessary to understand the presence of multiple bonds.

Molecules with polar covalent bonds can have a dipole moment , an asymmetrical distribution of charge that results in a tendency for molecules to align themselves in an applied electric field. Any diatomic molecule with a polar covalent bond has a dipole moment, but in polyatomic molecules, the presence or absence of a net dipole moment depends on the structure. For some highly symmetrical structures, the individual bond dipole moments cancel one another, giving a dipole moment of zero.

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