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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




Geometríamolecular

RPECV

AB3 3 0trigonal plana

trigonal plana

10.1


10.1

Trifluoruro de boro

Plana

AB2 2 0 linear linear

Clase




Geometríamolecular

RPECV


trigonal plana

10.1

AB4 4 0 tetraédrica tetraédrica

10.1

Metano

Tetraédrica

AB2 2 0 lineal lineal

Clase




Geometríamolecular

RPECV


trigonal plana

10.1


AB5 5 0 bipiramidal trigonal

bipiramidal trigonal


10.1

Pentacloruro de fósforo

Bipiramidaltrigonal

AB2 2 0 lineal lineal

Clase


pares libres en átomo central

Geometría electrónica

Geometríamolecular

RPECV


trigonal plana

10.1


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.


Clase




Geometríamolecular

RPECV


trigonal plana

AB2E 2 1trigonal plana

angular

10.1

Clase




Geometríamolecular

RPECV

AB3E 3 1


tetraédricapiramidal trigonal

10.1

Clase




Geometríamolecular

RPECV


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?


Repulsión par enlazantecontra par enlazante

Repulsión par librecontra par libre

Repulsión par librecontra par enlazante> >

Clase




Geometríamolecular

RPECV

10.1

AB5 5 0bipiramidal

trigonalbipiramidal

trigonal

AB4E 4 1 bipiramidal trigonal

tetraedro distorcionado

Clase




Geometríamolecular

RPECV

10.1

AB5 5 0 bipiramidal trigonal


AB4E 4 1bipiramidal trigonal


AB3E2 3 2 bipiramidal trigonal

forma - T

ClF

F

F

Clase




Geometríamolecular

RPECV

10.1

AB5 5 0bipiramidal trigonal


AB4E 4 1bipiramidal trigonal


AB3E2 3 2bipiramidal trigonal

forma - T

AB2E3 2 3bipiramidal trigonal

lineal

I

I

I


Clase




Geometríamolecular

RPECV

10.1


AB5E 5 1 octaédrica piramidal cuadrada

Br

F F

FF

F

Clase




Geometríamolecular

RPECV

10.1


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


• ¿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


• 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


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


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


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


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.


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


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


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


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


Densidad electrónica arriba y abajo del plano de la molécula de benceno.

10.8

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