Enlace químico II: geometría molecular e hibridación de orbitales atómicos

1. Enlace químico II:
geometría molecular e hibridación
de orbitales atómicos
Capítulo 10
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2. Enlace de un derivado Buckyball con el sitio
de la Proteasa VIH
10.1

3. 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).
# de átomos # de pares
enlazados al libres en Distribución de Geometría
Clase átomo central átomo pares de molecular
central electrones
2 0 lineal lineal
AB2
B B
10.1

4. Cloruro de berilio
Cl Be Cl
2 átomos enlazados al átomo central
0 pares libres en el átomo central 10.1

5. RPECV
# de átomos # de pares
enlazados al libres en Distribución de Geometría
Clase átomo central átomo pares de molecular
central electrones
lineal lineal
AB2 2 0
trigonal trigonal
AB3 3 0 plana plana
10.1

6. Trifluoruro de boro
Plana
10.1

7. RPECV
# de átomos # de pares
enlazados al libres en Distribución de Geometría
Clase 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. Metano
Tetraédrica
10.1

9. 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
10.1

10. Pentacloruro de fósforo
Bipiramidal
trigonal
10.1

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 octaédrica
10.1

12. Hexafluoruro de azufre
Octaédrica
10.1

13. pares libres contra Pares libres contra Par enlazante contra
repulsión
> Repulsión par enlazante > Repulsión par enlazante
de pares libres

14. RPECV
# de átomos # de pares
enlazados al libres en Distribución de Geometría
Clase átomo central átomo pares de molecular
central electrones
trigonal trigonal
AB3 3 0
plana plana
trigonal
AB2E 2 1 angular
plana
10.1

15. RPECV
# de átomos # de pares
enlazados al libres en Distribución de Geometría
Clase átomo central átomo pares de molecular
central electrones
AB4 4 0 tetraédrica tetraédrica
piramidal
AB3E 3 1 tetraédrica
trigonal
10.1

16. RPECV
# de átomos # de pares
enlazados al libres en Distribución de Geometría
Clase átomo central átomo pares de molecular
central electrones
AB4 4 0 tetraédrica tetraédrica
piramidal
AB3E 3 1 tetraédrica
trigonal
AB2E2 2 2 tetraédrica angular
O
H H
10.1

17. RPECV
# de átomos # de pares
enlazados al libres en Distribución de Geometría
Clase átomo central átomo pares de molecular
central electrones
bipiramidal bipiramidal
AB5 5 0 trigonal trigonal
AB4E 4 1 tetraedro
bipiramidal
trigonal distorcionado
10.1

18. RPECV
# de átomos # de pares
enlazados al libres en Distribución de Geometría
Clase átomo central átomo pares de molecular
central electrones
bipiramidal bipiramidal
AB5 5 0
trigonal trigonal
bipiramidal tetraedro
AB4E 4 1
trigonal distorciona
bipiramidal do
AB3E2 3 2 forma - T
trigonal
F
F Cl
F
10.1

19. RPECV
# de átomos # de pares
enlazados al libres en Distribución de Geometría
Clase átomo central átomo pares de molecular
central electrones
bipiramidal bipiramidal
AB5 5 0
trigonal trigonal
bipiramidal tetraedro
AB4E 4 1
trigonal distorciona
bipiramidal do
AB3E2 3 2 forma - T
trigonal
bipiramidal
AB2E3 2 3 lineal
trigonal
I
I
I 10.1

20. RPECV
# de átomos # de pares
enlazados al libres en Distribución de Geometría
Clase átomo central átomo pares de molecular
central electrones
AB6 6 0 octaédrica octaédrica
octaédrica piramidal
AB5E 5 1
cuadrada
F
F F
Br
F F
10.1

21. RPECV
# de átomos # de pares
enlazados al libres en Distribución de Geometría
Clase átomo central átomo pares de molecular
central electrones
AB6 6 0 octaédrica octaédrica
octaédrica piramidal
AB5E 5 1
cuadrada
cuadrada
AB4E2 4 2 octaédrica
plana
F F
Xe
F F
10.1

22. 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 O F
AB4E
AB2E F S F
tetraedro
angular distorcionado
F
10.1

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. Comportamiento de moléculas polares
10.2

25. Momentos de enlace y momentos dipolares resultantes
Momento dipolar
resultante = 1.46 D
Momento dipolar
resultante = 0.24 D
10.2

26. ¿Cuál de las moléculas siguientes tiene un momento
dipolar? H2O, CO2, SO2, y CH4
O S
H O
H O
momento dipolar momento dipolar
molécula dipolar molécula dipolar
H
H C H
O C O
momento no dipolar H
molécula no dipolar Momento no dipolar
Molécula no dipolar
10.2

27. Tabla 10.3 Momentos dipolares de algunas
moléculas polares
Molécula Geometría Momento dipolar (D)
Lineal
Lineal
Lineal
Angular
Angular
Piramidal
Angular
10.2

28. Dipolos (moléculas polares) y microondas
Campo eléctrico
de la microonda
Dirección de
Dirección de
onda
onda
Campo eléctrico
de la microonda
Dirección de
Dirección de
onda
onda
10.2

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 enlace
H2 436.4 kJ/mole 74 pm 2 1s
F2 150.6 kJ/mole 142 pm 2 2p
Teoría del enlace valencia: los enlaces se forman
por apareamiento de e- por solapamiento de
orbitales atómicos.
10.3

30. Cambios en la energía potencial de dos átomos H
Energía potencial
Distancia de separación
10.4

31. Cambio en la densidad
del electrón a medida
que dos átomos de
hidrógeno se acercan
uno al otro.
10.3

32. 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

33. 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
orbitales híbridos 10.4

34. Formación de orbitales híbridos sp3
Hibridación
10.4

35. Formación de enlaces covalentes
10.4

36. Átomo N con hibridación sp3 en el NH3
Prediga el ángulo
correcto del enlace
10.4

37. Formación de los orbitales híbridos sp
10.4

38. Formación de orbitales híbridos sp2
10.4

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. Hibridación sp2 de un átomo de carbono
Estado
fundamental
Promoción
de electrón
Estado
hibridizado
sp2-
orbitales sp2
10.5

41. El orbital 2pz es perpendicular al plano
de los orbitales híbridos
10.5

42. Enlace en el etileno
enlace Pi (π): la densidad del electrón sobre y debajo del plano
del núcleo del enlace de átomos
enlace Sigma (σ): la densidad del electrón entre los dos 10.5

43. Formación del enlace Pi en la molécula de
etileno
10.5

44. Hibridación sp de un átomo de carbono
Estado
fundamental
Promoción
de electrón
Estado
hibridizado
sp-
orbitales sp
10.5

45. Enlace en el acetileno
10.5

46. Enlaces sigma (σ) y Pi (π)
Enlace sencillo 1 enlace sigma
Enlace doble 1 enlace sigma y 1 enlace pi
Enlace 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. 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

48. 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

49. Interferencia constructiva
e interferencia destructiva
de dos ondas de Onda 1 Onda 2
la misma longitud
de onda y
amplitud Onda 2 Onda 2
Suma de 1 y 2 Suma de 1 y 2
10.6

50. Dos posibles interacciones entre dos orbitales p
equivalentes y los orbitales moleculares
correspondientes
Molécula Orbital molecular
Interacción destructiva sigma de antienlace
Átomo Átomo
Energía
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. Segundo periodo de moléculas diatómicas
homonucleares Li2, Be2, B2, C2, y N2
Molécula
Átomo Átomo
Energía
10.6

52. 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

53. número de número de
orden de enlace = 1
2 ( electrones
en los Oms
de enlace
-
electrones
en los OM
de
)
antienlace
Energía
orden
½ 1 ½ 0
de enlace
10.7

54. 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 O 2 y F2, σ2p tienen menor energía que π2pz y π2pz-
10.7

55. 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

56. Densidad electrónica arriba y abajo del plano de la
molécula de benceno.
10.8