Estructura de la Materia

Transcripción

1 Estructura de la Materia Décimo sexta sesión Teoría de Enlace Valencia

2 Departamental: Viernes 19 de octubre de 18 a 20 h Instructivo en la página Web y en el Moodle

3 Teoría de enlace valencia (15) A B A B A B A B A B A B

4 Teoría de enlace valencia (16)

5 Molécula de Hidrógeno e 1 r 12 e 2 r A1 r A2 r B1 r B2 A B R AB

6 Molécula de Hidrógeno (2) Vˆ - e 2 - e 2 - e 2 - e 2 e 2 e 2 r A1 r A2 r B1 r B2 r AB r 12

7 Molécula de Hidrógeno (3) 1 A 2 B 1 H 1 A H 2 B 2 A 1 B 2 H 2 A H 1 B

8 Molécula de Hidrógeno (4) c c 1 1 N c c c 2 c

9 Molécula de Hidrógeno (5) Calculada Experimental E (ev) R (Ǻ)

10 Resonancia 1 H 1 A H 2 B 2 H 2 A H 1 B Trucos para construir la función de onda adecuada para poder resolver la Ecuación de Schödinger. Las formas resonantes no existen en la realidad.

11 Resonancia (2) 1. Las formas resonantes deben tener energías semejantes. 2. Los núcleos deben ocupar las mismas posiciones relativas en todas las formas resonantes. 3. Todas las formas resonantes deben tener el mismo número de electrones despareados.

12 Resonancia (3) Las funciones de onda se escriben a partir de las formas resonantes: N c c... c n n

13 Nitrometano Distancia N-O Distancia N=O Distancia N O en el Nitrometano 1.31 Ǻ 1.2 Ǻ 1.22 Ǻ

14 Nitrometano (2) Se proponen las formas resonantes: I II

15 Bióxido de Carbono Distancia C=O Distancia CO Distancia C O en el Bióxido de Carbono 1.22 Ǻ 1.10 Ǻ 1.15 Ǻ

16 Bióxido de Carbono (2) Se proponen las formas resonantes: I II III

17 Benceno Distancia C-C Distancia C=C Distancia C C en el Benceno 1.54 Ǻ 1.32 Ǻ 1.39 Ǻ

18 Benceno (2) Se proponen las formas resonantes: Kekulé I Dewar II III IV V N c I I c II II c III III c IV IV c V V

19 Resonancia (4) Las formas resonantes no tienen existencia real, sólo son un truco para escribir una mejor función de onda. A veces se confunde con tautomería.

20 Tautomería Tautomería ceto-enol: CH3-C-CH3 CH3-C=CH2 O OH Forma cetónica Forma enólica En la tautomería los átomos no ocupan las mismas posiciones relativas.

21 Teoría de enlace valencia cualitativa

22 Pauling y Slater

23 Orbitales híbridos Los orbitales de valencia de los átomos que se acercan a un átomo central para formar un enlace, perturban los orbitales de éste.

24 Orbitales híbridos (2) Los orbitales del átomo central se hibridan. La hibridación es la mezcla de orbitales atómicos que pertenecen a la capa de valencia para formar nuevos orbitales apropiados para la descripción cualitativa de las propiedades del enlace.

25

26 Orbitales híbridos (3) Los orbitales híbridos son muy útiles para explicar la forma de los orbitales (y las densidades electrónicas) en las moléculas y por lo tanto su geometría. La hibridación es parte integral de la teoría de enlace valencia.

27 Hibridación sp El orbital sp es una combinación lineal de los orbitales de valencia s y p del átomo central: sp N c s c s AC p p AC

28 Hibridación sp Un orbital s y un orbital p dan 2 orbitales sp Geometría lineal. Moléculas del tipo AX 2, v.g. BeCl 2, BeF 2

29 BeF 2 4Be: 1s 2 2s 2 Los átomos de F que se acercan, hacen que el Berilio pase primero al estado excitado: 1s 2 2s 2 1s 2 2s 1 2p x 1 Posteriormente 2s y 2p se hibridan: 1s 2 2s 1 2p x1 1s 2 (sp) 1 (sp) 1

30 BeF 2 9F: 1s 2 2s 2 2p x2 p y2 p z 1 Los electrones del orbital p z de los 2 átomos de Flúor se aparean con los nuevos orbitales sp del átomo central Berilio

31 BeF2

32 Hibridación sp 2 El orbital sp 2 es una combinación lineal de los orbitales de valencia s, p x y p y del átomo central: sp N c 2 s s p p p p c c AC x x AC y y AC

33 Hibridación sp 2 Un orbital s y dos orbitales p dan 3 orbitales sp 2 Geometría triangular (trigonal). 120º

34 BF 3 5B: 1s 2 2s 2 2p x 1 Los átomos de F que se acercan, hacen que el B pase primero al estado excitado: 1s 2 2s 2 2p x1 1s 2 2s 1 2p x1 2p y 1 Posteriormente 2s, 2p x y 2p y se hibridan:

35 BF 3 1s 2 2s 1 2p x1 2p y 1 1s 2 (sp 2 ) 1 (sp 2 ) 1 (sp 2 ) 1 9F: 1s 2 2s 2 2p x2 p y2 p z 1 Los electrones del orbital p z de los 3 átomos de Flúor se aparean con los nuevos orbitales sp 2 del átomo central Boro

36 120º BF 3

37 Hibridación sp 3 El orbital sp 3 es una combinación lineal de los orbitales de valencia s, p x, p y y p z del átomo central: sp N c 3 s s p p p p p p c c c AC x x AC y y AC z z AC

38 Hibridación sp 3 Un orbital s y tres orbitales p dan 4 orbitales sp 3 Geometría tetraédrica. CH 4, CCl 4

39 Hibridación sp3

40 CH 4 6C: 1s 2 2s 2 2p x1 2p y 1 Los átomos de H que se acercan, hacen que el C pase primero al estado excitado: 1s 2 2s 2 2p x1 2p y1 1s 2 2s 1 2p x1 2p y1 2p z 1

41 CH 4 Posteriormente 2s, 2p x, 2p y y 2p z se hibridan: 1s 2 2s 1 2p x1 2p y1 2p z1 1s 2 (sp 3 ) 1 (sp 3 ) 1 (sp 3 ) 1 (sp 3 ) 1 Los electrones del orbital s de los 4 átomos de Hidrógeno se aparean con los nuevos orbitales sp 3 del átomo central Carbono

42 CH4

43 Resumen Hibridación Geometría Ángulo sp Lineal 180º sp 2 Triangular 120º sp 3 Tetraédrica 109.5º

44 Y si hay orbitales d? Las más comunes

45 sp 3 d Bipirámide triangular

46 Octaédrica sp 3 d 2

47 Resumen Hibridación Geometría Dibujito sp sp 2 sp 3 sp 3 d sp 3 d 2 Lineal Triangular Tetraédrica Bipiramidal triangular Octaédrica

48 El caso del amoníaco

49 NH 3 Ángulos de 109.5º?

50 Y en el H 2 O?

51 H 2 O Ángulos de 109.5º?

52 Teoría de repulsión entre pares de electrones (VESPR) Repulsión PS-PS PS-PE PE-PE

53 Teoría de repulsión entre pares de electrones (VESPR) (2) Tetraedro Pirámide triangular Angular

54 Metano Ángulos experimentales H-C-H 109.5º Amoníaco H-N-H Agua H-O-H 107º 104.5º

55 Molécula de Agua 104.5º

56 Otras geometrías En la lineal no pasa nada. Triangular: Triangular Angular

57 Bipirámide triangular Sube y baja T Lineal

58 Octaedro Pirámide cuadrangular Cuadrado

59 Tarea 39 Prediga la hibridación del átomo central para las siguientes moléculas: BeCl 2, CCl 4, BF 3

60 Qué orbitales híbridos presentan las siguientes geometrías? a) Octaédrica. b) Tetraédrica. c) Triangular. d) Lineal. Tarea 40

61 Tarea 41 Explique por qué la molécula de agua es angular.

62 Enlaces y Los enlaces químicos en las moléculas se deben a la superposición de orbitales atómicos. Debido a la superposición, aumenta la probabilidad de que los electrones se encuentren en la región del enlace.

63 Enlaces y (2) La superposición puede ser de 2 tipos: o. Los enlaces ocurren cuando los orbitales se superponen en los ejes de la molécula. Los enlaces ocurren cuando los orbitales se superponen fuera de los ejes de la molécula.

64 Enlaces y (3)

65 Etano Enlace C-C

66 Etileno

67 Acetileno

68 Enlaces y (4) Los enlaces son más débiles que los : C 2 H 4 + Cl 2 C 2 H 4 Cl 2 Reacción de adición, se rompe el enlace. Si lo hiciéramos con etano:

69 Enlaces y (5) C 2 H 6 + Cl 2 C 2 H 4 Cl 2 + H 2 Reacción de substitución. El enlace C-C no se rompe.

70 Rotación de los enlaces

71 Rotación de los enlaces Si hay un solo enlace, hay rotación de la molécula. Si hay doble o triple es muy dificil que rote o de plano no rota. Facilidad de rotación: Sencillo Doble Triple

72 Evaluación del modelo Nos da: Geometría. Ángulos. Momentos dipolares.

73 Evaluación del modelo No da: Propiedades ópticas Propiedades magnéticas Propiedades espectroscópicas

74 Tarea 42 Describa las diferencias esenciales entre un enlace y un enlace

75 Hasta aquí para el segundo examen parcial