Enlace químico II: geometría molecular e hibridación de orbitales atómicos Capítulo 10 Copyright The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display.
Teorías de cómo ocurren los enlaces Teoría de enlace de valencia Teoría de orbitales moleculares
Cómo hace la teoría de Lewis para explicar los enlaces en H 2 y F 2? Apareamiento de dos electrones entre los dos átomos. Energía de disociación Longitud de de enlace enlace H 2 436.4 kj/mole 74 pm F 2 150.6 kj/mole 142 pm solape de 2 1s 2 2p Teoría del enlace valencia: los enlaces se forman por apareamiento de e - por el solapamiento de orbitales atómicos. 10.3
Cambios en la energía potencial de dos átomos H Energía pot tencial Distancia de separación 10.4
Cambio en la densidad del electrón a medida que dos átomos de hidrógeno se acercan uno al otro. 10.3
N 1s 2 2s 2 2p 3 3 H 1s 1 Teoría del enlace valencia y NH 3 Si los enlaces forman el traslape de orbitales 3 2p en el nitrógeno con el orbital 1s en cada átomo de hidrógeno, cuál sería la geometría molecular de NH 3? Si usa los orbitales 3 2p predice 90 0 H-N-H el ángulo real de enlace es 107.3 0 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
Formación de orbitales híbridos sp 3 Hibridación 10.4
Formación de enlaces covalentes en CH 4 10.4
Átomo N con hibridación sp 3 en el NH 3 Prediga el ángulo correcto del enlace 10.4
Formación de los orbitales híbridos sp 10.4
Formación de orbitales híbridos sp 2 10.4
Cómo predigo la hibridación del átomo central? Cuente el número de pares libres y el número de átomos enlazados al átomo central # de pares libres + # de átomos enlazados Hibridación Ejemplos 2 3 4 5 6 sp sp 2 sp 3 sp 3 d sp 3 d 2 BeCl 2 BF 3 CH 4, NH 3, H 2 O PCl 5 SF 6 10.4
Hibridación sp 2 de un átomo de carbono Estado fundamental Promoción de un electrón Estado hibridizado sp 2 - orbitales sp 2 10.5
El orbital 2p z es perpendicular al plano de los orbitales híbridos 10.5
Enlace en el etileno 10.5
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.
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 sporbitales sp 10.5
Enlace en el acetileno 10.5
Enlaces sigma (σ) y Pi (π) Enlace sencillo Enlace doble Enlace triple 1 enlace sigma 1 enlace sigma y 1 enlace pi 1 enlace sigma y 2 enlaces pi Cuántos enlaces σ y π están en la molécula de ácido acético (vinagre) CH 3 COOH? H O H C C O H σ enlaces = 6 + 1 = 7 π enlaces = 1 H 10.5
Los experimentos muestran que O 2 es paramagnético O O e - Desapareados Debería ser diamagnética Teoría del orbital molecular: los enlaces se forman de la interacción de orbitales atómicos para formar orbitales moleculares. 10.6
Niveles de energía de orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes en el hidrógeno (H 2 ). 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
Interferencia constructiva e interferencia destructiva de dos ondas de la 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 p equivalentes y los orbitales moleculares correspondientes Molécula Interacción destructiva Orbital molecular sigma antienlazante Átomo Átomo Interacción constructiva Orbital molecular sigma enlazante Molécula Interacción destructiva Orbital molecular Pi antienlazante Átomo Átomo Interacción constructiva Orbital molecular Pi enlazante 10.6
moléculas diatómicas homonucleares de elementos del segundo periodo: Li 2, Be 2, B 2, C 2, y N 2 Molécula Átomo Átomo 10.6
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 = 1 2 número de electrones en los OM enlazante número de e- s en los OM antienlazantes ( - ) orden de enlace ½ 1 ½ 0 10.7
Tabla 10.5 Propiedades de moléculas diatómicas homonucleares de elementos del segundo periodo* Orden de enlace Longitud de enlace (pm) Energía de enlace kj/mol Propiedades magnéticas Diamagnética Paramagnética Diamagnética Diamagnética Paramagnética Diamagnética * Por simplificación se omiten los orbitales σ 1s y σ 1s- *. Estos dos orbitales tienen un total de cuatro electrones. Recuerde que para O 2 y F 2, σ 2p tienen menor energía que π 2pz y π 2pz- 10.7
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. O 2 tiene un enlace doble (y una distancia de 1.21Å). N 2 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