Enlace químico II: geometría molecular e hibridación

de orbitales atómicos Capítulo 10

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Teorías de cómo ocurren los enlaces

• Teoría de enlace de valencia

• Teoría de orbitales moleculares

Energía de disociaciónde enlace

Longitud deenlace

H2

F

436.4 kJ/mole

150.6 kJ/mole

74 pm

142 pm

solape 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.

F2 150.6 kJ/mole 142 pm

Teoría del enlace valencia: los enlaces se forman por apareamiento de e- por el solapamiento de orbitales atómicos .

2 2p

10.3

Cambios en la energía potencial de dos átomos HE

nerg

ía p

oten

cial

10.4

Distancia de separación

Ene

rgía

pot

enci

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 elnitrógeno con el orbital 1s en cada átomo de hidrógeno,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 deenlace 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 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 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

Hibridación

Formación de orbitales híbridos sp3

10.4

Formación de enlaces covalentes en CH 4

10.4

Prediga el ángulo correcto del enlace

Átomo N con hibridación sp3 en el NH3

10.4

Formación de los orbitales híbridos sp

10.4

Formación de orbitales híbridos sp2

10.4

# de pares libres+ # de átomos

enlazados Hibridación Ejemplos

2 sp BeCl

¿Cómo predigo la hibridación del átomo central?

Cuente el número de pares libres y el número de átomos enlazados al átomo central

2

3

4

5

6

sp

sp2

sp3

sp3d

sp3d2

BeCl2

BF3

CH4, NH3, H2O

PCl5

SF610.4

Hibridación sp2 de un átomo de carbono

Estadofundamental

Promoción

10.5

de un electrón

Estadohibridizado

sp2-

orbitales sp2

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

10.5

Enlace en el etileno

10.5

• Enlace sigma – enlace cuya densidad electrónica está centrada en la línea imaginaria que une los núcleosimaginaria que une los núcleos

• Enlace pi – enlace cuya densidad electrónica está centrada sobre y debajo de la línea imaginaria que une los núcleos.

Formación del enlace Pi en la molécula de etileno

10.5

Hibridación sp de un átomo de carbono

Estado

fundamental

Promoción

10.5

Promoción

de un electrón

Estado

hibridizado

sp-

orbitales sp

Enlace en el acetileno

10.5

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 deácido acético (vinagre) CH3COOH?

C

H

H

CH

O

O Hσ enlaces = 6 + 1 = 7

π enlaces = 1

10.5

O

O

e- Desapareados

Debería ser diamagnética

Los experimentos muestran que O2 es paramagnético

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 molecularesenlazantes 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

Interferencia constructivae interferencia destructivade dos ondas dela misma longitud de onda y amplitud

Onda 1 Onda 2

Onda 2 Onda 2

10.6

Suma de 1 y 2 Suma de 1 y 2

Dos posibles interacciones entre dos orbitales pequivalentes y los orbitales moleculares correspondientes

Molécula

ÁtomoÁtomo

Interacción destructiva

Interacción constructiva

Orbital molecularsigma antienlazante

Orbital molecular

sigma enlazante

Orbital molecular

10.6

Molécula

ÁtomoÁtomo

Interacción destructiva

Interacción constructiva

Orbital molecularPi antienlazante

Orbital molecularPi enlazante

moléculas diatómicas homonucleares de elementos del segundo periodo: Li 2, Be2, B2, C2, y N2 Molécula

10.6

ÁtomoÁtomo

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 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

orden de enlace = 12

número de electrones en los OM enlazante

número de e-’s en los OM anti-enlazantes

( - )

10.7

ordende enlace ½ 1 0½

Tabla 10.5 Propiedades de moléculas diatómicas homonucleares d e elementos del segundo periodo*

10.7

Diamagnética Paramagnética Diamagnética Diamagnét ica 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 e lectrones. Recuerde que para O 2 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). • 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.

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