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Teorías de cómo ocurren los enlaces • Teoría de enlace de valencia • Teoría de orbitales moleculares Enlace químico II: geometría molecular e hibridación de orbitales atómicos Capítulo 10 Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display. Cómo hace la teoría de Lewis para explicar los enlaces en H2 y F2? Apareamiento de dos electrones entre los dos átomos. F2 150.6 kJ/mole Longitud de enlace 74 pm 142 pm solape de Energía potencial H2 Energía de disociación de enlace 436.4 kJ/mole Cambios en la energía potencial de dos átomos H 2 1s 2 2p Teoría del enlace valencia: los enlaces se forman por apareamiento de e- por el solapamiento de orbitales atómicos. 10.3 Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. / Provisto por Dr. Hernández-Castillo Distancia de separación 10.4 1 Teoría del enlace valencia y NH3 N – 1s22s22p3 3 H – 1s1 Cambio en la densidad del electrón a medida que dos átomos de hidrógeno se acercan uno al otro. 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 10.3 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. 10.4 Formación de orbitales híbridos sp3 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 Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. / Provisto por Dr. Hernández-Castillo 10.4 2 Formación de enlaces covalentes en CH4 Átomo N con hibridación sp3 en el NH3 Prediga el ángulo correcto del enlace 10.4 Formación de orbitales híbridos sp2 Formación de los orbitales híbridos sp 10.4 Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. / Provisto por Dr. Hernández-Castillo 10.4 10.4 3 ¿Cómo predigo la hibridación del átomo central? Hibridación sp2 de un átomo de carbono Cuente el número de pares libres y el número de átomos enlazados al átomo central # de pares libres + # de átomos enlazados Hibridación Estado fundamental Ejemplos 2 sp BeCl2 3 sp2 BF3 4 sp3 CH4, NH3, H2O 5 sp3d PCl5 6 sp3d2 SF6 Promoción de un electrón Estado hibridizado sp2orbitales sp2 10.4 Enlace en el etileno El orbital 2pz es perpendicular al plano de los orbitales híbridos 10.5 Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. / Provisto por Dr. Hernández-Castillo 10.5 10.5 4 Formación del enlace Pi en la molécula de etileno • 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. 10.5 Enlace en el acetileno Hibridación sp de un átomo de carbono Estado fundamental Promoción de un electrón Estado hibridizado sporbitales sp Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. / Provisto por Dr. Hernández-Castillo 10.5 10.5 5 Los experimentos muestran que O2 es paramagnético O 1 enlace sigma Enlace sencillo O Enlaces sigma (σ) y Pi (π) e- Desapareados Enlace doble 1 enlace sigma y 1 enlace pi Enlace triple 1 enlace sigma y 2 enlaces pi Debería ser diamagnética ¿Cuántos enlaces σ y π están en la molécula de ácido acético (vinagre) CH3COOH? H C O H C O H Teoría del orbital molecular: los enlaces se forman de la interacción de orbitales atómicos para formar orbitales moleculares. σ enlaces = 6 + 1 = 7 π enlaces = 1 H 10.5 Niveles de energía de orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes en el hidrógeno (H2). 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 Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. / Provisto por Dr. Hernández-Castillo 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 6 Dos posibles interacciones entre dos orbitales p equivalentes y los orbitales moleculares correspondientes Molécula Átomo Interacción destructiva moléculas diatómicas homonucleares de elementos del segundo periodo: Li2, Be2, B2, C2, y N2 Molécula Orbital molecular sigma antienlazante Átomo Orbital molecular Molécula Átomo Interacción constructiva sigma enlazante Interacción destructiva Orbital molecular Pi antienlazante Átomo Átomo Átomo Interacción constructiva Orbital molecular Pi enlazante 10.6 10.6 orden de enlace = 1 2 Configuraciones de orbitales moleculares (OM) 1. El número de orbitales moleculares (OM) formado siempre es igual al número de orbitales atómicos combinados. ( número de electrones en los OM enlazante - número de e-’s en los OM antienlazantes ) 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 Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. / Provisto por Dr. Hernández-Castillo orden de enlace ½ 1 ½ 0 10.7 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- 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. • O2 tiene un enlace doble (y una distancia de 1.21Å). N2 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. 10.7 Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. / Provisto por Dr. Hernández-Castillo 8 Los orbitales moleculares deslocalizados no están confinados entre dos átomos enlazados adyacentes, sino que en realidad se extienden sobre tres o más átomos. Densidad electrónica arriba y abajo del plano de la molécula de benceno. 10.8 Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. / Provisto por Dr. Hernández-Castillo 10.8 9