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Enlace químico II:
geometría molecular e hibridación
de orbitales atómicos
Capítulo 10
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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