Enlaces químicos II: Geometría molecular e hibridación de orbitales atómicos

Transcripción

1 Enlaces químicos II: Geometría molecular e hibridación de orbitales atómicos Capítulo 10 Copyright The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display.

2 Modelo de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV): Predicción de la geometría de las moléculas mediante la repulsión electroestática de pares de electrones compartidos y libres. Clase # de átomos unidos al átomo central # de pares libres en el átomo central Arreglo de los pares de electrones Geometría molecular AB lineal lineal B B 10.1

3 0 pares de electrones libres en el átomo central Cl Be Cl 2 átomos enlazados al átomo central 10.1

4 RPECV Clase # de átomos unidos al átomo central # de pares electrones libres en el átomo central Arreglo de los pares de electrones Geometría molecular AB lineal lineal AB triangular plana triangular plana 10.1

5 10.1

6 Clase # de átomos unidos al átomo central RPECV # de pares de electrones libres en el átomo central Geometría molecular AB lineal lineal AB Arreglo de los pares de electrones triangular plana triangular plana AB tetrahédrica tetrahédrica 10.1

7 10.1

8 RPECV Clase # de átomos unidos al átomo central # de electrones libres en el átomo central Arreglo de los pares de electrones Geometría molecular AB lineal lineal AB triangular plana triangular plana AB tetrahédrico tetrahédrico AB triangular bipiramidal triangular bipiramidal 10.1

9 10.1

10 Clase # de átomos pegados al átomo central RPECV # de pares libres en el átomo central Arreglo de los pares de electrones Geometría molecular AB lineal lineal AB triangular plano triangular plano AB tetrahédrico tetrahédrico AB triangular bipiramidal triangular bipiramidal AB octahédrico octahédrico 10.1

11 10.1

12 10.1

13 Comparación de la repulsión entre pares de electrones pares libres vs. pares libres pares libres > > vs. pares compartidos pares compartidos vs. pares compartidos

14 Clase # de átomos pegados al átomo central RPECV # de pares libres en el átomo central Arreglo de los pares de electrones triangular AB plana AB 2 E 2 1 triangular plana Geometría molecular triangular plana doblada 10.1

15 Clase # de átomos pegados al átomo central RPECV # de pares libres en el átomo central Arreglo de los pares de electrones Geometría molecular AB tetrahédrica tetrahédrica AB 3 E 3 1 tetrahédrica triangular piramidal 10.1

16 Clase # de átomos pegados al átomo central RPECV # de pares libres en el átomo central Arreglo de los pares de electrones Geometría molecular AB tetrahédrico tetrahédrico AB 3 E 3 1 tetrahédrico triangular piramidal AB 2 E tetrahédrico doblada H O H 10.1

17 RPECV Clase # de átomos pegados al átomo central # de pares libres en el átomo central Arreglo de los pares de electrones AB triangular bipiramidal AB 4 E 4 1 triangular bipiramidal Geometría molecular triangular bipiramidal tetrahedro deformado 10.1

18 Clase # de átomos pegados al átomo central # de pares libres en el átomo central AB AB 4 E 4 1 AB 3 E Arreglo de los pares de electrones triangular bipiramidal triangular bipiramidal triangular bipiramidal Geometría molecular triangular bipiramidal tetrahedro deformado Forma de T F F Cl F 10.1

19 Clase # de átomos pegados al átomo central # de pares libres en el átomo central AB AB 4 E 4 1 AB 3 E AB 2 E Arreglo de los pares de electrones triangular bipiramidal triangular bipiramidal triangular bipiramidal triangular bipiramidal Geometría molecular triangular bipiramidal tetrahedro deformado en forma de T lineal I I I 10.1

20 Clase # de átomos pegados al átomo central # de pares libres en el átomo central Arreglo de los pares de electrones Geometría molecular AB octahédrico octahédrico AB 5 E 5 1 octahédrico piramidal cuadrada F F F Br F F 10.1

21 Clase # de átomos pegados al átomo central # de pares libres en el átomo central Arreglo de los pares de electrones Geometría molecular AB octahédrico octahédrico AB 5 E 5 1 octahédrico AB 4 E octahédrico piramidal cauadrada cuadrada plana F F Xe F F 10.1

22 10.1

23 Predicción de la geometría molecular 1. Escribir la estructura de Lewis para una molécula. 2. Contar el número de pares de electrones en el átomo central y el numero de átomos unidos al átomo central. 3. Usar el RPECV para predecir la geometría de la molécula. Cual es la geometría molecular del SO 2 y del SF 4? O S O F AB 4 E AB 2 E doblada F S F F tetrahedro deformado 10.1

24 Momentos dipolares y moleculas polares Región de baja densidad electrónica Región de alta densidad electrónica H F δ+ δ µ = Q x r Momento dipolar Q es la carga r es la distancia entre dos cargas 1 D = 3.36 x C m 10.2

25 10.2

26 10.2

27 Cuáles de las siguientes moléculas tienen un momento dipolar? H 2 O, CO 2, SO 2, y CH 4 O H S O O H momento dipolar (molécula polar) momento dipolar (molécula polar) H O C O H C H no tiene momento dipolar (molécula no polar) H no tiene momento dipolar (molécula no polar) 10.2

28 Tiene el BF 3 un momento dipolar? 10.2

29 Tiene CH 2 Cl 2 un momento dipolar? 10.2

30 10.2

31 La Química en acción: Hornos de microondas

32 Cómo explica la teoria de Lewis los enlaces en H 2 y F 2? Compartiendo dos electrones entre dos átomos. H 2 Energía de enlace kj/mol Longitud de enlace 74 pm Traslape de 2 1s F kj/mol 142 pm 2 2p Teoría del enlace valencia: los enlaces se forman compartiendo electrones mediante traslapes de orbitales átomicos. 10.3

33 Cambio en la energía potencial de dos átomos de hidrógeno en función de la distancia que los separa 10.3

34 Variación en la densidad electrónica de dos átomos de hidrógeno mientras se aproximan uno al otro. 10.3

35 La teoría del enlace valencia y el NH 3 N 1s 2 2s 2 2p 3 3 H 1s 1 Si los enlaces se forman a partir de un traslape de 3 orbitales 2p del nitrógeno con un orbital 1s en cada átomo de hidrógeno, cuál sería la geometría de la molécula del NH 3? Con 3 orbitales 2p el ángulo sería de 90 0 El ángulo de enlace del H-N-H es

36 Hibridación Mezcla de 2 o más orbitales atómicos para formar nuevos orbitales híbridos 1. Al mezclar al menos 2 orbitales diferentes se forman los orbitales híbridos, los cuales tienen una forma distinta a los originales. 2. El número de orbitales híbridos es igual al número de orbítales puros usados en la hibridación. 3. Los enlaces covalentes están formados por: a. La superposición de orbitales híbridos con orbitales atómicos. b. La superposición de orbitales híbridos con orbitales híbridos. 10.4

37 Formación de orbitales híbridos sp3 Hibridación 10.4

38 10.4

39 Predicción del ángulo de enalce 10.4

40 Formación de orbitales híbridos sp Hibridación 10.4

41 Formación de orbitales híbridos sp 2 Hibridación 10.4

42 Como predecir la hibridación del átomo central? 1. Escriba la estructura de Lewis de la molécula. 2. Cuente el número de pares de electrones libres y el de átomos unidos al átomo central. # de pares de electrones libres + # átomos unidos 2 Hibridación sp Ejemplos BeCl 2 3 sp 2 BF 3 4 sp 3 CH 4, NH 3, H 2 O 5 sp 3 d PCl 5 6 sp 3 d 2 SF

43 10.4

44 Hibridación sp 2 de un átomo de Carbono Estado basal Promoción de un electrón Estado hibridado sp

45 10.5

46 Enlace Sigma (σ) Reparto de la densidad electrónica entre los 2 átomos Enlace Pi (π) reparto de la densidad electrónica del enlace arriba y abajo del eje central de enlace entre los átomos. 10.5

47 10.5

48 Hibridación sp de un átomo de Carbono Estado basal Promoción de un electrón Estado hibridado sp

49 HC CH 10.5

50 Descripción del enlace en el CH 2 O. H H C O C 3 átomos unidos, 0 pares de electrones libres C sp

51 Enlaces Sigma (σ) y Pi (π) Enlace simple Enlace doble Enlace triple 1 enlace sigma 1 enlace sigma y 1 enlace pi 1 enlace sigma y 2 enlaces pi Cuantos enlaces σ y π hay en la mólecula del ácido acético (vinagre) CH 3 COOH? H O H C C O H enlaces σ = 6 +1 = 7 enlaces π = 1 H 10.5

52 Experimentalmente se observa que el O 2 es paramagnético O O No hay e - libres en el centro Debería ser diamagnético Teoría del orbital molecular los enlaces se forman a partir de la interacción de orbitales átomicos para formar orbitales moleculares. 10.6

53 Niveles de energía de enlace y de antienlace en el orbital molecular del hidrógeno (H 2 ). Un orbital molecular enlazante tiene menos energía y mayor estabilidad que los orbitales átomicos que lo formaron. Un orbital molecular antienlazante tiene más energía y menor estabilidad que los orbitales átomicos que lo formaron. 10.6

54 Interferencia constructiva e Interferencia destructiva de dos ondas con la misma longitud de onda y amplitud 10.6

55 Formación de orbitales moleculares σ 1s a partir de orbitales atómicos 1s y 2s 10.6

56 Dos interacciones posibles entre dos orbitales equivalentes p

57 10.6

58 Configuraciones de orbitales moleculares (OM) 1. El número de orbitales moleculares (OMs) siempre es igual al número de orbitales atómicos combinados. 2. Entre más estable es el enlace OM, menos estable es el antienlace correspondiente. 3. Los OMs se llenan de acuerdo con su nivel de energía. 4. Cada OM puede tener hasta dos electrones. 5. Se utiliza la regla de Hund cuando se añaden electrones a los OMs del mismo nivel de energía. 6. El número de electrones en los OMs es igual a la suma de todos los electrones en los átomos unidos. 10.7

59 orden de enlace = 1 2 ( - ) Número de electrones en enlaces OM Número de electrones en antienlaces OM orden de enlace ½ 1 ½

60 10.7

61 Los orbitales moleculares deslocalizados no están confinados entre dos átomos enlazados adyacentes, sino que en realidad están dispersos sobre tres o más átomos. 10.8

62 Densidad electrónica por encima y por debajo del plano de la molécula 10.8

63 10.8

64 La Química en Acción: El buckybalón