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Enlace químico II:geometría molecular e hibridación    de orbitales atómicos                                Capítulo 10   ...
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Enlace quimico 2

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Enlace quimico 2

  1. 1. Enlace químico II:geometría molecular e hibridación de orbitales atómicos Capítulo 10 Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display.
  2. 2. Enlace de un derivado Buckyball con el sitio de la Proteasa VIH 10.1
  3. 3. Modelo de la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (RPECV):Prediga la geometría de la molécula de las repulsioneselectrostáticas entre los pares de electrones (enlace y no enlace). # de átomos # de pares enlazados al libres en Distribución de GeometríaClase átomo central átomo pares de molecular central electrones 2 0 lineal lineal AB2 B B 10.1
  4. 4. Cloruro de berilio Cl Be Cl2 átomos enlazados al átomo central0 pares libres en el átomo central 10.1
  5. 5. RPECV # de átomos # de pares enlazados al libres en Distribución de GeometríaClase átomo central átomo pares de molecular central electrones lineal lineal AB2 2 0 trigonal trigonal AB3 3 0 plana plana 10.1
  6. 6. Trifluoruro de boroPlana 10.1
  7. 7. RPECV # de átomos # de pares enlazados al libres en Distribución de GeometríaClase átomo central átomo pares de molecular central electrones AB2 2 0 linear linear trigonal trigonal AB3 3 0 plana plana AB4 4 0 tetraédrica tetraédrica 10.1
  8. 8. MetanoTetraédrica 10.1
  9. 9. RPECV # de átomos # de pares enlazados al libres en Distribución de GeometríaClase átomo central átomo pares de molecular central electrones AB2 2 0 lineal lineal trigonal trigonal AB3 3 0 plana plana AB4 4 0 tetraédrica tetraédrica bipiramidal bipiramidal AB5 5 0 trigonal trigonal 10.1
  10. 10. Pentacloruro de fósforoBipiramidal trigonal 10.1
  11. 11. RPECV # de átomos # de pares enlazados al libres en Distribución de Geometría Clase átomo central átomo pares de molecular central electrones AB2 2 0 lineal lineal trigonal trigonal AB3 3 0 plana plana AB4 4 0 tetraédrica tetraédrica bipiramidal bipiramidal AB5 5 0 trigonal trigonal AB6 6 0 octaédrica octaédrica10.1
  12. 12. Hexafluoruro de azufreOctaédrica 10.1
  13. 13. pares libres contra Pares libres contra Par enlazante contra repulsión > Repulsión par enlazante > Repulsión par enlazante de pares libres
  14. 14. RPECV # de átomos # de pares enlazados al libres en Distribución de GeometríaClase átomo central átomo pares de molecular central electrones trigonal trigonalAB3 3 0 plana plana trigonalAB2E 2 1 angular plana 10.1
  15. 15. RPECV # de átomos # de pares enlazados al libres en Distribución de GeometríaClase átomo central átomo pares de molecular central electronesAB4 4 0 tetraédrica tetraédrica piramidalAB3E 3 1 tetraédrica trigonal 10.1
  16. 16. RPECV # de átomos # de pares enlazados al libres en Distribución de GeometríaClase átomo central átomo pares de molecular central electronesAB4 4 0 tetraédrica tetraédrica piramidalAB3E 3 1 tetraédrica trigonalAB2E2 2 2 tetraédrica angular O H H 10.1
  17. 17. RPECV # de átomos # de pares enlazados al libres en Distribución de GeometríaClase átomo central átomo pares de molecular central electrones bipiramidal bipiramidalAB5 5 0 trigonal trigonalAB4E 4 1 tetraedro bipiramidal trigonal distorcionado 10.1
  18. 18. RPECV # de átomos # de pares enlazados al libres en Distribución de GeometríaClase átomo central átomo pares de molecular central electrones bipiramidal bipiramidalAB5 5 0 trigonal trigonal bipiramidal tetraedro AB4E 4 1 trigonal distorciona bipiramidal doAB3E2 3 2 forma - T trigonal F F Cl F 10.1
  19. 19. RPECV # de átomos # de pares enlazados al libres en Distribución de Geometría Clase átomo central átomo pares de molecular central electrones bipiramidal bipiramidalAB5 5 0 trigonal trigonal bipiramidal tetraedroAB4E 4 1 trigonal distorciona bipiramidal doAB3E2 3 2 forma - T trigonal bipiramidalAB2E3 2 3 lineal trigonal I I I 10.1
  20. 20. RPECV # de átomos # de pares enlazados al libres en Distribución de GeometríaClase átomo central átomo pares de molecular central electronesAB6 6 0 octaédrica octaédrica piramidalAB5E 5 1 octaédrica cuadrada F F F Br F F 10.1
  21. 21. RPECV # de átomos # de pares enlazados al libres en Distribución de GeometríaClase átomo central átomo pares de molecular central electronesAB6 6 0 octaédrica octaédrica piramidalAB5E 5 1 octaédrica cuadrada cuadradaAB4E2 4 2 octaédrica plana F F Xe F F 10.1
  22. 22. Cómo predecir la geometría molecular1. 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 O F AB4E AB2E F S F tetraedro angular distorcionado F 10.1
  23. 23. Momentos dipolares y moléculas polares Región rica del Región pobre del electrón electrón H F δ+ δ− µ=Qxr Q es la carga r es la distancia entre las cargas 1 D = 3.36 x 10-30 C m 10.2
  24. 24. Comportamiento de moléculas polares 10.2
  25. 25. Momentos de enlace y momentos dipolares resultantes Momento dipolar resultante = 1.46 D Momento dipolar resultante = 0.24 D 10.2
  26. 26. ¿Cuál de las moléculas siguientes tiene un momento dipolar? H2O, CO2, SO2, y CH4 O S H O H Omomento dipolar momento dipolarmolécula dipolar molécula dipolar H H C H O C Omomento no dipolar Hmolécula no dipolar Momento no dipolar Molécula no dipolar 10.2
  27. 27. Tabla 10.3 Momentos dipolares de algunasmoléculas polaresMolécula Geometría Momento dipolar (D) Lineal Lineal Lineal Angular Angular Piramidal Angular 10.2
  28. 28. Dipolos (moléculas polares) y microondasCampo eléctricode la microonda Dirección de Dirección de onda ondaCampo eléctricode la microonda Dirección de Dirección de onda onda 10.2
  29. 29. Cómo hace la teoría de Lewis para explicar los enlaces en H2 y F2? Apareamiento de dos electrones entre los dos átomos. Enlace de energía de Longitud de Traslape De disociación enlaceH2 436.4 kJ/mole 74 pm 2 1sF2 150.6 kJ/mole 142 pm 2 2pTeoría del enlace valencia: los enlaces se formanpor apareamiento de e- por solapamiento deorbitales atómicos. 10.3
  30. 30. Cambios en la energía potencial de dos átomos H Energía potencial Distancia de separación 10.4
  31. 31. Cambio en la densidaddel electrón a medidaque dos átomos dehidrógeno se acercanuno al otro. 10.3
  32. 32. Teoría del enlace valencia y NH3N – 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
  33. 33. Hibridación: mezcla de dos o más orbitales atómicospara 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 orbitales híbridos 10.4
  34. 34. Formación de orbitales híbridos sp3 Hibridación 10.4
  35. 35. Formación de enlaces covalentes 10.4
  36. 36. Átomo N con hibridación sp3 en el NH3 Prediga el ángulo correcto del enlace 10.4
  37. 37. Formación de los orbitales híbridos sp 10.4
  38. 38. Formación de orbitales híbridos sp2 10.4
  39. 39. ¿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 Hibridación Ejemplos enlazados 2 sp BeCl2 3 sp2 BF3 4 sp3 CH4, NH3, H2O 5 sp3d PCl5 6 sp3d2 SF6 10.4
  40. 40. Hibridación sp2 de un átomo de carbono Estadofundamental Promoción de electrón Estado hibridizado sp2- orbitales sp2 10.5
  41. 41. El orbital 2pz es perpendicular al plano de los orbitales híbridos 10.5
  42. 42. Enlace en el etilenoenlace Pi (π): la densidad del electrón sobre y debajo del planodel núcleo del enlace de átomosenlace Sigma (σ): la densidad del electrón entre los dos 10.5
  43. 43. Formación del enlace Pi en la molécula de etileno 10.5
  44. 44. Hibridación sp de un átomo de carbono Estado fundamental Promoción de electrón Estado hibridizado sp- orbitales sp 10.5
  45. 45. Enlace en el acetileno 10.5
  46. 46. Enlaces sigma (σ) y Pi (π)Enlace sencillo 1 enlace sigmaEnlace doble 1 enlace sigma y 1 enlace piEnlace triple 1 enlace sigma y 2 enlaces pi ¿Cuántos enlaces σ y π están en la molécula de ácido acético ( vinagre) CH3COOH? H O σ enlaces = 6 1 = 7 + H C C O H π enlaces = 1 H 10.5
  47. 47. Los experimentos muestran que O2 es paramagnético O O e- DesapareadosDebería ser diamagnética Teoría del orbital molecular: los enlaces se forman de la interacción de orbitales atómicos para formar orbitales moleculares. 10.6
  48. 48. Niveles de energía de orbitales moleculares de enlace y antienlace en el hidrógeno (H2).Un enlace molecular orbital tiene más baja energía y mayorestabilidad que los orbitales atómicos del cual fue formado.Un antienlace molecular orbital tiene energía más alta ymás baja estabilidad que los orbitales atómicos del cual fueformado. 10.6
  49. 49. Interferencia constructivae interferencia destructivade dos ondas de Onda 1 Onda 2la misma longitudde onda yamplitud Onda 2 Onda 2 Suma de 1 y 2 Suma de 1 y 2 10.6
  50. 50. Dos posibles interacciones entre dos orbitales pequivalentes y los orbitales molecularescorrespondientes Molécula Orbital molecular Interacción destructiva sigma de antienlace Átomo ÁtomoEnergía Orbital molecular Interacción constructiva sigma de enlace Orbital molecular Interacción destructiva Pi de antienlace Molécula Átomo Átomo Energía Orbital molecular Interacción constructiva Pi de enlace 10.6
  51. 51. Segundo periodo de moléculas diatómicashomonucleares Li2, Be2, B2, C2, y N2 Molécula Átomo Átomo Energía 10.6
  52. 52. Configuraciones de orbitales moleculares (OM)2. El número de orbitales moleculares (OM) formado siempre es igual al número de orbitales atómicos combinados.3. Cuanto más estable es el OM de enlace, menos estable será el OM de antienlace correspondiente.4. El llenado de los OM procede de menor a mayor energía .5. Cada OM puede aceptar a dos electrones .6. Use la regla de Hund cuando se agregan los electrones a los OM de la misma energía .7. El número de electrones en los OM es igual a la suma de todos los electrones en los átomos enlazados . 10.7
  53. 53. número de número deorden de enlace = 1 2 ( electrones en los Oms de enlace - electrones en los OM de ) antienlace Energía orden ½ 1 ½ 0de enlace 10.7
  54. 54. Tabla 10.5 Propiedades de moléculas diatómicas homonucleares de elementos del segundo periodo*Orden de enlaceLongitud de enlace (pm)Energía de enlace kJ/molPropiedades 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
  55. 55. Los orbitales moleculares deslocalizados no estánconfinados entre dos átomos enlazados adyacentes, sinoque en realidad se extienden sobre tres o más átomos. 10.8
  56. 56. Densidad electrónica arriba y abajo del plano de lamolécula de benceno. 10.8

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