Enlace químico II: geometría molecular e hibridación de...
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Enlace químico II: geometría molecular e hibridación
de orbitales atómicos Capítulo 10
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Modelo de la repulsión de los pares de electrones d e la capa de valencia (RPECV):
Predice la geometría de la molécula a partir de las repulsiones electrostáticas entre las regiones de electrones. Los enlaces múltiples cuentan como una región electrónica, así como los enlaces sencillos y los pares de electrones libres.
AB22 0
Clase
# de átomosenlazados alátomo central
pares libres en átomo
centralGeometría electrónica
Geometríamolecular
10.1
lineal lineal
B B
Cl ClBe
2 átomos enlazados al átomo central
0 pares libres en el átomo central 10.1
Cloruro de berilio
AB2 2 0lineal lineal
Clase
# de átomosenlazados alátomo central
pares libres en átomo
centralGeometría electrónica
Geometríamolecular
RPECV
AB3 3 0trigonal plana
trigonal plana
10.1
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10.1
Trifluoruro de boro
Plana
AB2 2 0 linear linear
Clase
# de átomosenlazados alátomo central
pares libres en átomo
centralGeometría electrónica
Geometríamolecular
RPECV
AB3 3 0trigonal plana
trigonal plana
10.1
AB4 4 0 tetraédrica tetraédrica
10.1
Metano
Tetraédrica
AB2 2 0 lineal lineal
Clase
# de átomosenlazados alátomo central
pares libres en átomo
centralGeometría electrónica
Geometríamolecular
RPECV
AB3 3 0trigonal plana
trigonal plana
10.1
AB4 4 0 tetraédrica tetraédrica
AB5 5 0 bipiramidal trigonal
bipiramidal trigonal
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10.1
Pentacloruro de fósforo
Bipiramidaltrigonal
AB2 2 0 lineal lineal
Clase
# de átomosenlazados alátomo central
pares libres en átomo central
Geometría electrónica
Geometríamolecular
RPECV
AB3 3 0trigonal plana
trigonal plana
10.1
AB4 4 0 tetraédrica tetraédrica
AB5 5 0bipiramidal
trigonalbipiramidal
trigonal
AB6 6 0 octaédricaoctaédrica
10.1
Hexafluoruro de azufre
Octaédrica
• No siempre todas las regiones son regiones electrónicas enlazantes.
• En estos casos la geometría electrónica y la geometría molecular NO será igual.
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Clase
# de átomosenlazados alátomo central
pares libres en átomo
centralGeometría electrónica
Geometríamolecular
RPECV
AB3 3 0trigonal plana
trigonal plana
AB2E 2 1trigonal plana
angular
10.1
Clase
# de átomosenlazados alátomo central
pares libres en átomo
centralGeometría electrónica
Geometríamolecular
RPECV
AB3E 3 1
AB4 4 0 tetraédrica tetraédrica
tetraédricapiramidal trigonal
10.1
Clase
# de átomosenlazados alátomo central
pares libres en átomo
centralGeometría electrónica
Geometríamolecular
RPECV
AB4 4 0 tetraédrica tetraédrica
10.1
AB3E 3 1 tetraédricapiramidal trigonal
AB2E2 2 2 tetraédrica angular
H
O
H
• ¿Cómo afecta la presencia de un par electrónico libre los ángulos de enlace de la molécula?
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Repulsión par enlazantecontra par enlazante
Repulsión par librecontra par libre
Repulsión par librecontra par enlazante> >
Clase
# de átomosenlazados alátomo central
pares libres en átomo
centralGeometría electrónica
Geometríamolecular
RPECV
10.1
AB5 5 0bipiramidal
trigonalbipiramidal
trigonal
AB4E 4 1 bipiramidal trigonal
tetraedro distorcionado
Clase
# de átomosenlazados alátomo central
pares libres en átomo
centralGeometría electrónica
Geometríamolecular
RPECV
10.1
AB5 5 0 bipiramidal trigonal
bipiramidal trigonal
AB4E 4 1bipiramidal trigonal
tetraedro distorcionado
AB3E2 3 2 bipiramidal trigonal
forma - T
ClF
F
F
Clase
# de átomosenlazados alátomo central
pares libres en átomo central
Geometría electrónica
Geometríamolecular
RPECV
10.1
AB5 5 0bipiramidal trigonal
bipiramidal trigonal
AB4E 4 1bipiramidal trigonal
tetraedro distorcionado
AB3E2 3 2bipiramidal trigonal
forma - T
AB2E3 2 3bipiramidal trigonal
lineal
I
I
I
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Clase
# de átomosenlazados alátomo central
pares libres en átomo central
Geometría electrónica
Geometríamolecular
RPECV
10.1
AB6 6 0 octaédricaoctaédrica
AB5E 5 1 octaédrica piramidal cuadrada
Br
F F
FF
F
Clase
# de átomosenlazados alátomo central
pares libres en átomo central
Geometría electrónica
Geometríamolecular
RPECV
10.1
AB6 6 0 octaédricaoctaédrica
AB5E 5 1 octaédrica piramidal cuadrada
AB4E2 4 2 octaédrica cuadradaplana
Xe
F F
FF
• Las pasadas geometrías electrónicas y moleculares HAY que APRENDERLAS. Las tablas presentes en el libro de texto y en el manual de laboratorio son muy útiles.
Cómo predecir la geometría molecular1. Dibuje la estructura de Lewis para la molécula.
2. Cuente el número de pares libres en el átomo central y número de átomos enlazados al átomo central.
3. Use RPECV para predecir la geometría de la molécula.¿Cuáles son las geometrías moleculares de SO2 y SF4?
SO O
AB2E
angular
S
F
F
F F
AB4E
tetraedrodistorcionado
10.1
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• ¿Cómo sabemos si una molécula será polar o no polar?
Momentos dipolares y moléculas polares
10.2
H F
Región rica delelectrón
Región pobre delelectrón
δ+ δ−
µ = Q x rQ es la carga
r es la distancia entre las cargas
1 D = 3.36 x 10-30 C m
10.2
Comportamiento de moléculas polares
10.2
Momentos de enlace y momentos dipolares resultantes
Momento dipolarresultante = 1.46 D
Momento dipolar
resultante = 0.24 D
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• Las moléculas e iones simples– sin pares de electrones libres alrededor del
átomo central– y con todos los átomos sustituyentes iguales
• serán NO polares
• Todos los enlaces aunque sean polares se cancelarán entre sí.
10.2
¿Cuál de las moléculas siguientes tiene un momento dipolar? H2O, CO2, SO2, y CH4
O
momento dipolarmolécula dipolar
S
CO O
momento no dipolarmolécula no dipolar
momento dipolarmolécula dipolar
C
H
H
HH
Momento no dipolarMolécula no dipolar
• Las moléculas con sustituyentes diferentes alrededor del átomo central y
• Las moléculas que poseen pares de electrones libres
• Hay que evaluarlas en detalle para saber si son polares o no
10.2
Tabla 10.3 Momentos dipolares de algunas
moléculas polares
Molécula Geometría Mo mento dipolar (D)
Lineal
Lineal
Lineal
Angular
Angular
Piramidal
Angular
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Teorías de cómo ocurren los enlaces
• Teoría de enlace de valencia
• Teoría de orbitales moleculares
Energía de disociaciónde enlace
Longitud deenlace
H2
F2
436.4 kJ/mole
150.6 kJ/mole
74 pm
142 pm
Teoría del enlace valencia: los enlaces se forman por apareamiento de e- por el solapamiento de orbitales atómicos .
solape de
2 1s
2 2p
Cómo hace la teoría de Lewis para explicar los enlaces en H2 y F2?Apareamiento de dos electrones entre los dos átomos.
10.3
10.4
Cambios en la energía potencial de dos átomos H
Distancia de separación
Ene
rgía
pot
enci
al Cambio en la densidad del electrón a medida que dos átomos de hidrógeno se acercan uno al otro.
10.3
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Teoría del enlace valencia y NH3
N – 1s22s22p3
3 H – 1s1
Si los enlaces forman el traslape de orbitales 3 2p en elnitrógeno con el orbital 1s en cada átomo de hidrógeno,¿cuál sería la geometría molecular de NH3?
Si usa los orbitales 3 2ppredice 900
H-N-Hel ángulo real deenlace es 107.30
10.4
Hibridación: mezcla de dos o más orbitales atómicos para formar un nuevo conjunto de orbitales híbridos. 1. Mezclar por lo menos dos orbitales atómicos no
equivalentes (por ejemplo s y p). Los orbitales híbridos tienen forma diferente de los orbitales atómicos originales.
2. El número de orbitales híbridos es igual al número de orbitales atómicos puros usados en el proceso de hibridación.
3. Los enlaces covalentes se forman por:
a. Solapamiento de orbitales híbridos con orbitales atómicos
b. Solapamiento de orbitales híbridos con otros orbitales híbridos 10.4
10.4
Hibridación
Formación de orbitales híbridos sp3
10.4
Formación de enlaces covalentes en CH 4
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10.4
Prediga el ángulo correcto del enlace
Átomo N con hibridación sp3 en el NH3 Formación de los orbitales híbridos sp
10.4
Formación de orbitales híbridos sp2
10.4
# de pares libres+ # de átomos
enlazados Hibridación Ejemplos
2
3
4
5
6
sp
sp2
sp3
sp3d
sp3d2
BeCl2
BF3
CH4, NH3, H2O
PCl5
SF6
¿Cómo predigo la hibridación del átomo central?
Cuente el número de pares libres y el número de átomos enlazados al átomo central
10.4
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10.5
Hibridación sp2 de un átomo de carbono
Estadofundamental
Promoción
de un electrón
Estadohibridizado
sp2-
orbitales sp2
10.5
El orbital 2pz es perpendicular al plano de los orbitales híbridos
10.5
Enlace en el etileno
• Enlace sigma – enlace cuya densidad electrónica está centrada en la línea imaginaria que une los núcleos
• Enlace pi – enlace cuya densidad electrónica está centrada sobre y debajo de la línea imaginaria que une los núcleos.
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10.5
Formación del enlace Pi en la molécula de etileno
10.5
Hibridación sp de un átomo de carbono
Estado
fundamental
Promoción
de un electrón
Estado
hibridizado
sp-
orbitales sp
10.5
Enlace en el acetileno Enlaces sigma (σ) y Pi (π)
Enlace sencillo 1 enlace sigma
Enlace doble 1 enlace sigma y 1 enlace pi
Enlace triple 1 enlace sigma y 2 enlaces pi
¿Cuántos enlaces σ y π están en la molécula deácido acético (vinagre) CH3COOH?
C
H
H
CH
O
O Hσ enlaces = 6 + 1 = 7
π enlaces = 1
10.5
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Teoría del orbital molecular: los enlaces se forman de la interacción de orbitales atómicos para formar orbitales moleculares .
O
O
e- Desapareados
Debería ser diamagnética
Los experimentos muestran que O2 es paramagnético
10.6
Niveles de energía de orbitales molecularesenlazantes y antienlazantes en el hidrógeno (H2).
Un orbital molecular enlazante tiene más baja energía y mayor estabilidad que los orbitales atómicos del cual fue formado. Un orbital molecular antienlazante tiene energía más alta y más baja estabilidad que los orbitales atómicos del cual fue formado. 10.6
10.6
Interferencia constructivae interferencia destructivade dos ondas dela misma longitud de onda y amplitud
Onda 1 Onda 2
Onda 2 Onda 2
Suma de 1 y 2 Suma de 1 y 2
10.6
Dos posibles interacciones entre dos orbitales pequivalentes y los orbitales moleculares correspondientes
Molécula
Molécula
ÁtomoÁtomo
ÁtomoÁtomo
Interacción destructiva
Interacción destructiva
Interacción constructiva
Interacción constructiva
Orbital molecularsigma antienlazante
Orbital molecular
sigma enlazante
Orbital molecularPi antienlazante
Orbital molecularPi enlazante
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10.6
moléculas diatómicas homonucleares de elementos del segundo periodo: Li 2, Be2, B2, C2, y N2 Molécula
ÁtomoÁtomo
Configuraciones de orbitales moleculares (OM)
1. El número de orbitales moleculares (OM) formado siempre es igual al número de orbitales atómicos combinados.
2. Cuanto más estable es el OM enlazante, menos estable será el OM antienlazante correspondiente.
3. El llenado de los OM procede de menor a mayor energía .
4. Cada OM puede aceptar a dos electrones .
5. Use la regla de Hund cuando se agregan los electrones a los OM de la misma energía .
6. El número de electrones en los OM es igual a la suma de todos los electrones en los átomos enlazados .
10.7
orden de enlace = 12
número de electrones en los OM enlazante
número de e-’s en los OM anti-enlazantes
( - )
10.7
ordende enlace ½ 1 0½
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10.7
Tabla 10.5 Propiedades de moléculas diatómicas homonucleares d e elementos del segundo periodo*
Diamagnética Paramagnética Diamagnética Diamagnét ica Paramagnética Diamagnética
Orden de enlaceLongitud de enlace (pm)Energía de enlace
kJ/mol
Propiedades magnéticas
* Por simplificación se omiten los orbitales σ1s y σ1s-* . Estos dos orbitales tienen un total de cuatro e lectrones. Recuerde que para O 2 y F2, σ2p tienen menor energía que π2pz y π2pz-
Moléculas diatómicas heteronucleares (el caso de NO)
• La estructura de Lewis (hay dos resonantes) nos sugiere un doble enlace.
• Pero la longitud experimental de enlace (1.15Å) nos sugiere un orden de enlace mas alto.
• O2 tiene un enlace doble (y una distancia de 1.21Å). N2 tiene un enlace triple (y una distancia de 1.10Å)
• El diagrama de orbitales moleculares para NO coloca 8 electrones en orbitales enlazantes y 3 en orbitales antienlazantes.
• Esto resulta en un orden de enlace de 2.5, acorde con lo observado experimentalmente.
Los orbitales moleculares deslocalizados no están confinados entre dos átomos enlazados adyacentes, sino que en realidad se extienden sobre tres o más átomos.
10.8
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Densidad electrónica arriba y abajo del plano de la molécula de benceno.
10.8