10. Enlace Químico II. Raymond Chang
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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.
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10. Enlace Químico II. Raymond Chang
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Enlace químico II: geometría molecular e hibridación
de orbitales atómicos Capítulo 10
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10.1
Enlace de un derivado Buckyball con el sitio
de la Proteasa VIH
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).
AB22 0
Clase
# de átomosenlazados al
átomo central
# de pares libres en átomo central
Distribución de pares de
electrones
Geometríamolecular
10.1
lineal lineal
B B
Cl ClBe
2 átomos enlazados al átomo central
0 pares libres en el átomo central 10.1
Cloruro de berilio
AB2 2 0lineal lineal
Clase
# de átomosenlazados al
átomo central
# de pares libres en átomo central
Distribución de pares de
electrones
Geometríamolecular
RPECV
AB3 3 0trigonal plana
trigonal plana
10.1
10.1
Trifluoruro de boro
Plana
AB2 2 0 linear linear
Clase
# de átomosenlazados al átomo central
# de pares libres en átomo central
Distribución de pares de
electrones
Geometríamolecular
RPECV
AB3 3 0trigonal plana
trigonal plana
10.1
AB4 4 0 tetraédrica tetraédrica
10.1
Metano
Tetraédrica
AB2 2 0 lineal lineal
Clase
# de átomosenlazados al átomo central
# de pares libres en átomo central
Distribución de pares de
electrones
Geometríamolecular
RPECV
AB3 3 0trigonal plana
trigonal plana
10.1
AB4 4 0 tetraédrica tetraédrica
AB5 5 0 bipiramidal trigonal
bipiramidal trigonal
10.1
Pentacloruro de fósforo
Bipiramidaltrigonal
AB2 2 0 lineal lineal
Clase
# de átomosenlazados al átomo central
# de pares libres en átomo central
Distribución de pares de
electrones
Geometríamolecular
RPECV
AB3 3 0trigonal plana
trigonal plana
10.1
AB4 4 0 tetraédrica tetraédrica
AB5 5 0bipiramidal
trigonalbipiramidal
trigonal
AB6 6 0 octaédricaoctaédrica
10.1
Hexafluoruro de azufre
Octaédrica
Par enlazante contra
Repulsión par enlazantepares libres contra
repulsión de pares libres
Pares libres contraRepulsión par enlazante> >
Clase
# de átomosenlazados al átomo central
# de pares libres en átomo central
Distribución de pares de
electrones
Geometríamolecular
RPECV
AB3 3 0trigonal plana
trigonal plana
AB2E 2 1trigonal plana
angular
10.1
Clase
# de átomosenlazados al átomo central
# de pares libres en átomo central
Distribución de pares de
electrones
Geometríamolecular
RPECV
AB3E 3 1
AB4 4 0 tetraédrica tetraédrica
tetraédricapiramidal trigonal
10.1
Clase
# de átomosenlazados al átomo central
# de pares libres en átomo central
Distribución de pares de
electrones
Geometríamolecular
RPECV
AB4 4 0 tetraédrica tetraédrica
10.1
AB3E 3 1 tetraédricapiramidal trigonal
AB2E2 2 2 tetraédrica angular
H
O
H
Clase
# de átomosenlazados al átomo central
# de pares libres en átomo central
Distribución de pares de
electrones
Geometríamolecular
RPECV
10.1
AB5 5 0bipiramidal
trigonalbipiramidal
trigonal
AB4E 4 1 bipiramidal trigonal
tetraedro distorcionado
Clase
# de átomosenlazados al átomo central
# de pares libres en átomo central
Distribución de pares de
electrones
Geometríamolecular
RPECV
10.1
AB5 5 0 bipiramidal trigonal
bipiramidal trigonal
AB4E 4 1bipiramidal trigonal
tetraedro distorciona
doAB3E2 3 2 bipiramidal
trigonalforma - T
ClF
F
F
Clase
# de átomosenlazados al átomo central
# de pares libres en átomo central
Distribución de pares de
electrones
Geometríamolecular
RPECV
10.1
AB5 5 0bipiramidal trigonal
bipiramidal trigonal
AB4E 4 1bipiramidal trigonal
tetraedro distorciona
doAB3E2 3 2
bipiramidal trigonal
forma - T
AB2E3 2 3bipiramidal trigonal
lineal
I
I
I
Clase
# de átomosenlazados al átomo central
# de pares libres en átomo central
Distribución de pares de
electrones
Geometríamolecular
RPECV
10.1
AB6 6 0 octaédricaoctaédrica
AB5E 5 1 octaédrica piramidal cuadrada
Br
F F
FF
F
Clase
# de átomosenlazados al átomo central
# de pares libres en átomo central
Distribución de pares de
electrones
Geometríamolecular
RPECV
10.1
AB6 6 0 octaédricaoctaédrica
AB5E 5 1 octaédrica piramidal cuadrada
AB4E2 4 2 octaédrica cuadradaplana
Xe
F F
FF
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?
SO O
AB2E
angular
S
F
F
F F
AB4E
tetraedro distorcionado
10.1
Momentos dipolares y moléculas polares
10.2
H F
Región rica delelectrón
Región pobre delelectrón
= Q x rQ 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 dipolarresultante = 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 HH
momento dipolarmolécula dipolar
SO
O
CO O
momento no dipolarmolécula no dipolar
momento dipolarmolécula dipolar
C
H
H
HH
Momento no dipolarMolécula 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
Dipolos (moléculas polares) y microondas
10.2
Dirección de onda
Dirección de onda
Dirección deonda
Dirección deonda
Cam
po
elé
ctri
cod
e la
mic
roo
nd
aC
amp
o e
léct
rico
de
la m
icro
on
da
Enlace de energía de disociación
Longitud de enlace
H2
F2
436.4 kJ/mole
150.6 kJ/mole
74 pm
142 pm
Teoría del enlace valencia: los enlaces se forman por apareamiento de e- por solapamiento de orbitales atómicos.
Traslape De
2 1s
2 2p
Cómo hace la teoría de Lewis para explicar los enlaces en H2 y F2?
Apareamiento de dos electrones entre los dos átomos.
10.3
10.4
Cambios en la energía potencial de dos átomos H
Distancia de separación
En
erg
ía p
ote
nci
al
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 2ppredice 900
H-N-Hel 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 orbitales híbridos 10.4
10.4
Hibridación
Formación de orbitales híbridos sp3
10.4
Formación de enlaces covalentes
10.4
Prediga el ángulo correcto del enlace
Átomo N con hibridación sp3 en el NH3
Formación de los orbitales híbridos sp
10.4
Formación de orbitales híbridos sp2
10.4
# de pares libres+
# de átomos enlazados
Hibridación Ejemplos
2
3
4
5
6
sp
sp2
sp3
sp3d
sp3d2
BeCl2
BF3
CH4, NH3, H2O
PCl5
SF6
¿Cómo predigo la hibridación del átomo central?
Cuente el número de pares libres y el número de átomos enlazados al átomo central
10.4
10.5
Hibridación sp2 de un átomo de carbono
Estadofundamental
Promoción
de electrón
Estado hibridizado
sp2-
orbitales sp2
10.5
El orbital 2pz es perpendicular al plano
de los orbitales híbridos
enlace Sigma (): la densidad del electrón entre los dos átomos
enlace Pi (): la densidad del electrón sobre y debajo del plano del núcleo del enlace de átomos
10.5
Enlace en el etileno
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
sp-
orbitales sp
10.5
Enlace en el acetileno
Enlaces sigma () y Pi ()
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 y están en la molécula deácido acético ( vinagre) CH3COOH?
C
H
H
CH
O
O H enlaces = 6+ 1 = 7
enlaces = 1
10.5
Teoría del orbital molecular: los enlaces se forman de la interacción de orbitales atómicos para formar orbitales moleculares.
O
O
e- Desapareados
Debería ser diamagnética
Los experimentos muestran que O2 es paramagnético
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
10.6
Interferencia constructivae interferencia destructivade dos ondas dela 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
Molécula
ÁtomoÁtomo
ÁtomoÁtomo
Ene
rgía
Ene
rgía
Interacción destructiva
Interacción destructiva
Interacción constructiva
Interacción constructiva
Orbital molecularsigma de antienlace
Orbital molecular
sigma de enlace
Orbital molecular
Pi de antienlace
Orbital molecular
Pi de enlace
10.6
Segundo periodo de moléculas diatómicashomonucleares Li2, Be2, B2, C2, y N2
Molécula
ÁtomoÁtomo
En
erg
ía
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 = 12
número de electrones en los Oms de enlace
número de electrones en los OM de antienlace
( - )
10.7
orden
de enlace ½ 1 0½
En
erg
ía
10.7
Tabla 10.5 Propiedades de moléculas diatómicas homonucleares de elementos del segundo periodo*
Diamagnética Paramagnética Diamagnética Diamagnética Paramagnética Diamagnética
Orden de enlace
Longitud de enlace (pm)Energía de enlace
kJ/mol
Propiedades magnéticas
* 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-
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
