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Enlace químico II: geometría molecular e hibridación de orbitales atómicos Capítulo 10 Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display. Enlace de un derivado Buckyball con el sitio de la Proteasa VIH 10.1 Modelo de la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (RPECV): Prediga la geometría de la molécula de las repulsiones electrostáticas entre los pares de electrones (enlace y no enlace). Clase AB2 # de átomos enlazados al átomo central 2 # de pares libres en átomo central 0 Distribución de pares de electrones Geometría molecular lineal lineal B B 10.1 Cloruro de berilio Cl Be Cl 2 átomos enlazados al átomo central 0 pares libres en el átomo central 10.1 RPECV Clase AB2 AB3 # de átomos enlazados al átomo central 2 3 # de pares libres en átomo central 0 0 Distribución de pares de electrones lineal trigonal plana Geometría molecular lineal trigonal plana 10.1 Trifluoruro de boro Plana 10.1 RPECV Clase AB2 # de átomos enlazados al átomo central 2 # de pares libres en átomo central Distribución de pares de electrones Geometría molecular 0 linear linear trigonal plana AB3 3 0 trigonal plana AB4 4 0 tetraédrica tetraédrica 10.1 Metano Tetraédrica 10.1 RPECV Clase AB2 # de átomos enlazados al átomo central 2 # de pares libres en átomo central Distribución de pares de electrones 0 lineal trigonal plana AB3 3 0 AB4 4 0 AB5 5 0 tetraédrica bipiramidal trigonal Geometría molecular lineal trigonal plana tetraédrica bipiramidal trigonal 10.1 Pentacloruro de fósforo Bipiramidal trigonal 10.1 RPECV Clase # de átomos enlazados al átomo central AB2 2 # de pares libres en átomo central 0 Distribución de pares de electrones Geometría molecular lineal lineal trigonal plana AB3 3 0 trigonal plana AB4 4 0 tetraédrica tetraédrica AB5 5 0 bipiramidal trigonal bipiramidal trigonal AB6 6 0 octaédrica octaédrica 10.1 Hexafluoruro de azufre Octaédrica 10.1 pares libres contra repulsión de pares libres Pares libres contra > Repulsión par enlazante > Par enlazante contra Repulsión par enlazante RPECV Clase # de átomos enlazados al átomo central # de pares libres en átomo central AB3 3 0 AB2E 2 1 Distribución de pares de electrones trigonal plana trigonal plana Geometría molecular trigonal plana angular 10.1 RPECV Clase # de átomos enlazados al átomo central # de pares libres en átomo central AB4 4 0 AB3E 3 1 Distribución de pares de electrones Geometría molecular tetraédrica tetraédrica tetraédrica piramidal trigonal 10.1 RPECV Clase # de átomos enlazados al átomo central # de pares libres en átomo central AB4 4 0 Distribución de pares de electrones Geometría molecular tetraédrica tetraédrica AB3E 3 1 tetraédrica piramidal trigonal AB2E2 2 2 tetraédrica angular O H H 10.1 RPECV Clase # de átomos enlazados al átomo central # de pares libres en átomo central AB5 5 0 AB4E 4 1 Distribución de pares de electrones Geometría molecular bipiramidal trigonal bipiramidal trigonal tetraedro bipiramidal distorcionado trigonal 10.1 RPECV Clase AB5 AB4E AB3E2 # de átomos enlazados al átomo central # de pares libres en átomo central 5 0 4 3 1 2 Distribución de pares de electrones Geometría molecular bipiramidal trigonal bipiramidal trigonal bipiramidal trigonal bipiramidal trigonal tetraedro distorciona do forma - T F F Cl F 10.1 RPECV Clase AB5 # de átomos enlazados al átomo central 5 # de pares libres en átomo central 0 AB4E 4 1 AB3E2 3 2 AB2E3 2 3 Distribución de pares de electrones Geometría molecular bipiramidal trigonal bipiramidal trigonal bipiramidal trigonal bipiramidal trigonal tetraedro distorciona do forma - T bipiramidal trigonal lineal I I I 10.1 RPECV Clase # de átomos enlazados al átomo central AB6 6 0 octaédrica octaédrica AB5E 5 1 octaédrica piramidal cuadrada F F F # de pares libres en átomo central Distribución de pares de electrones Geometría molecular Br F F 10.1 RPECV Clase # de átomos enlazados al átomo central AB6 6 0 octaédrica octaédrica AB5E 5 1 octaédrica AB4E2 4 2 octaédrica piramidal cuadrada cuadrada plana # de pares libres en átomo central Distribución de pares de electrones Geometría molecular F F Xe F F 10.1 Cómo predecir la geometría molecular 1. 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? O S F O AB2E angular F S F AB4E F tetraedro distorcionado 10.1 Momentos dipolares y moléculas polares Región pobre del electrón Región rica del electrón H F d+ d- m=Qxr Q 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 dipolar resultante = 1.46 D Momento dipolar resultante = 0.24 D 10.2 ¿Cuál de las moléculas siguientes tiene un momento dipolar? H2O, CO2, SO2, y CH4 O S momento dipolar molécula dipolar momento dipolar molécula dipolar H O C O momento no dipolar molécula no dipolar H C H H Momento no dipolar Molécula no dipolar 10.2 Tabla 10.3 Momentos dipolares de algunas moléculas polares Molécula Geometría Momento dipolar (D) Lineal Lineal Lineal Angular Angular Piramidal Angular 10.2 Campo eléctrico de la microonda Campo eléctrico de la microonda Dipolos (moléculas polares) y microondas Dirección de Dirección de onda onda Dirección Direccióndede onda onda 10.2 Cómo hace la teoría de Lewis para explicar los enlaces en H2 y F2? Apareamiento de dos electrones entre los dos átomos. H2 F2 Enlace de energía de disociación 436.4 kJ/mole 150.6 kJ/mole Longitud de enlace 74 pm 142 pm Traslape De 2 1s 2 2p Teoría del enlace valencia: los enlaces se forman por apareamiento de e- por solapamiento de orbitales atómicos. 10.3 Energía potencial Cambios en la energía potencial de dos átomos H 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 Teoría del enlace valencia y NH3 N – 1s22s22p3 3 H – 1s1 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 NH3? Si usa los orbitales 3 2p predice 900 H-N-H el ángulo real de enlace 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 muy 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 10.4 orbitales híbridos Formación de orbitales híbridos sp3 Hibridación 10.4 Formación de enlaces covalentes 10.4 Átomo N con hibridación sp3 en el NH3 Prediga el ángulo correcto del enlace 10.4 Formación de los orbitales híbridos sp 10.4 Formación de orbitales híbridos sp2 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 2 Hibridación Ejemplos sp BeCl2 3 sp2 BF3 4 sp3 CH4, NH3, H2O 5 sp3d PCl5 6 sp3d2 SF6 10.4 Hibridación sp2 de un átomo de carbono Estado fundamental Promoción de electrón Estado hibridizado sp2orbitales sp2 10.5 El orbital 2pz es perpendicular al plano de los orbitales híbridos 10.5 Enlace en el etileno enlace Pi (p): la densidad del electrón sobre y debajo del plano del núcleo del enlace de átomos enlace Sigma (s): la densidad del electrón entre los dos 10.5 Formación del enlace Pi en la molécula de etileno 10.5 Hibridación sp de un átomo de carbono Estado fundamental Promoción de electrón Estado hibridizado sporbitales sp 10.5 Enlace en el acetileno 10.5 Enlaces sigma (s) y Pi (p) 1 enlace sigma Enlace sencillo Enlace doble 1 enlace sigma y 1 enlace pi Enlace triple 1 enlace sigma y 2 enlaces pi ¿Cuántos enlaces s y p están en la molécula de ácido acético ( vinagre) CH3COOH? H C O H C O H s enlaces = 6+ 1 = 7 p enlaces = 1 H 10.5 Los experimentos muestran que O2 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 de enlace y antienlace en el hidrógeno (H2). Un enlace molecular orbital tiene más baja energía y mayor estabilidad que los orbitales atómicos del cual fue formado. Un antienlace molecular orbital 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 Átomo Interacción destructiva Orbital molecular sigma de antienlace Átomo Orbital molecular Molécula Átomo Interacción constructiva sigma de enlace Interacción destructiva Orbital molecular Pi de antienlace Átomo Interacción constructiva Orbital molecular Pi de enlace 10.6 Segundo periodo de moléculas diatómicas homonucleares Li2, Be2, B2, C2, y N2 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 de enlace, menos estable será el OM de antienlace 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 = orden de enlace ½ 1 2 ( número de electrones en los Oms de enlace 1 - número de electrones en los OM de antienlace 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 σ1s y σ1s-* . Estos dos orbitales tienen un total de cuatro electrones. Recuerde que para O2 y F2, σ2p tienen menor energía que π2pz y π2pz- 10.7 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