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Modelo de la repulsión de los pares de electrones de
la capa de valencia (RPECV):
Predice la geometría de la molécula a partir de las repulsiones
electrostáticas entre las regiones de electrones. Los enlaces
múltiples cuentan como una región electrónica, así como los
enlaces sencillos y los pares de electrones libres.
Enlace químico II:
geometría molecular e hibridación
de orbitales atómicos
Clase
AB2
# de átomos
enlazados al
átomo central
2
pares libres
en átomo
central
0
Geometría
electrónica
Geometría
molecular
lineal
lineal
B
B
Capítulo 10
10.1
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RPECV
Cloruro de berilio
Clase
Cl
Be
# de átomos
enlazados al
átomo central
pares libres
en átomo
central
AB2
2
0
AB3
3
0
Geometría
electrónica
lineal
trigonal
plana
Geometría
molecular
lineal
trigonal
plana
Cl
2 átomos enlazados al átomo central
0 pares libres en el átomo central
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10.1
10.1
1
RPECV
Trifluoruro de boro
Clase
Plana
# de átomos
enlazados al
átomo central
pares libres
en átomo
central
Geometría
electrónica
Geometría
molecular
AB2
2
0
linear
linear
AB3
3
0
trigonal
plana
trigonal
plana
AB4
4
0
tetraédrica
tetraédrica
10.1
10.1
Metano
RPECV
Clase
# de átomos
enlazados al
átomo central
pares libres
en átomo
central
Geometría
electrónica
AB2
2
0
lineal
AB3
3
0
trigonal
plana
AB4
4
0
tetraédrica
0
bipiramidal
trigonal
AB5
5
Geometría
molecular
lineal
trigonal
plana
tetraédrica
bipiramidal
trigonal
Tetraédrica
10.1
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10.1
2
Pentacloruro de fósforo
RPECV
Bipiramidal
trigonal
10.1
Clase
# de átomos
enlazados al
átomo central
AB2
2
AB3
AB4
pares libres
en átomo
central
Geometría
electrónica
Geometría
molecular
0
lineal
lineal
3
0
trigonal
plana
trigonal
plana
4
0
tetraédrica
tetraédrica
bipiramidal
trigonal
octaédrica
AB5
5
0
bipiramidal
trigonal
AB6
6
0
octaédrica
10.1
Hexafluoruro de azufre
• No siempre todas las regiones son regiones
electrónicas enlazantes.
• En estos casos la geometría electrónica y la
geometría molecular NO será igual.
Octaédrica
10.1
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3
RPECV
Clase
# de átomos
enlazados al
átomo central
pares libres
en átomo
central
AB3
3
0
AB2E
2
1
RPECV
Clase
# de átomos
enlazados al
átomo central
pares libres
en átomo
central
trigonal
plana
AB4
4
0
tetraédrica
tetraédrica
angular
AB3E
3
1
tetraédrica
piramidal
trigonal
Geometría
electrónica
Geometría
molecular
trigonal
plana
trigonal
plana
Geometría
electrónica
Geometría
molecular
10.1
10.1
RPECV
Clase
# de átomos
enlazados al
átomo central
pares libres
en átomo
central
AB4
4
0
tetraédrica
tetraédrica
AB3E
3
1
tetraédrica
piramidal
trigonal
AB2E2
2
2
tetraédrica
angular
Geometría
electrónica
Geometría
molecular
• ¿Cómo afecta la presencia de un par
electrónico libre los ángulos de enlace de la
molécula?
O
H
H
10.1
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4
RPECV
Repulsión par libre
contra par libre
Repulsión par libre
> contra par enlazante >
Clase
# de átomos
enlazados al
átomo central
pares libres
en átomo
central
AB5
5
0
AB4E
4
1
Clase
AB5
AB4E
AB3E2
5
4
3
pares libres
en átomo
central
0
1
2
bipiramidal
trigonal
Geometría
molecular
bipiramidal
trigonal
tetraedro
bipiramidal
distorcionado
trigonal
Repulsión par enlazante
contra par enlazante
10.1
RPECV
# de átomos
enlazados al
átomo central
Geometría
electrónica
RPECV
Geometría
electrónica
bipiramidal
trigonal
bipiramidal
trigonal
Geometría
molecular
bipiramidal
trigonal
tetraedro
distorcionado
bipiramidal
trigonal
Clase
# de átomos
enlazados al
átomo central
pares libres
en átomo
central
AB5
5
0
AB4E
4
1
AB3E2
3
2
AB2E3
2
3
forma - T
F
F
Geometría
molecular
bipiramidal
trigonal
bipiramidal
trigonal
bipiramidal
trigonal
bipiramidal
trigonal
tetraedro
distorcionado
bipiramidal
trigonal
forma - T
lineal
I
Cl
I
F
10.1
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Geometría
electrónica
I
10.1
5
RPECV
pares libres
en átomo
central
RPECV
Clase
# de átomos
enlazados al
átomo central
AB6
6
0
octaédrica
octaédrica
AB5E
5
1
octaédrica
piramidal
cuadrada
F
F
F
Geometría
electrónica
Geometría
molecular
Clase
# de átomos
enlazados al
átomo central
pares libres
en átomo
central
AB6
6
AB5E
AB4E2
Geometría
electrónica
Geometría
molecular
0
octaédrica
octaédrica
5
1
octaédrica
4
2
octaédrica
piramidal
cuadrada
cuadrada
plana
Br
F
F
F
F
Xe
F
F
10.1
10.1
Cómo predecir la geometría molecular
1. Dibuje la estructura de Lewis para la molécula.
• Las pasadas geometrías electrónicas y
moleculares HAY que APRENDERLAS.
Las tablas presentes en el libro de texto y en
el manual de laboratorio son muy útiles.
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
F
O
AB2E
F
S
angular
F
AB4E
F
tetraedro
distorcionado
10.1
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6
Momentos dipolares y moléculas polares
Región pobre del
electrón
• ¿Cómo sabemos si una molécula será
polar o no polar?
Región rica del
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
Momentos de enlace y momentos dipolares resultantes
Comportamiento de moléculas polares
Momento dipolar
resultante = 1.46 D
Momento dipolar
resultante = 0.24 D
10.2
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10.2
7
¿Cuál de las moléculas siguientes tiene un momento
dipolar? H2O, CO2, SO2, y CH4
O
S
momento dipolar
molécula dipolar
momento dipolar
molécula dipolar
• Las moléculas e iones simples
– sin pares de electrones libres alrededor del
átomo central
– y con todos los átomos sustituyentes iguales
H
• serán NO polares
O
• Todos los enlaces aunque sean polares se
cancelarán entre sí.
C
H
O
momento no dipolar
molécula no dipolar
C
H
H
Momento no dipolar
Molécula no dipolar
10.2
Tabla 10.3 Momentos dipolares de algunas
moléculas polares
• Las moléculas con sustituyentes diferentes
alrededor del átomo central y
• Las moléculas que poseen pares de
electrones libres
• Hay que evaluarlas en detalle para saber si
son polares o no
Molécula
Geometría
Momento dipolar (D)
Lineal
Lineal
Lineal
Angular
Angular
Piramidal
Angular
10.2
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8
Cómo hace la teoría de Lewis para explicar los enlaces en
H2 y F2?
Apareamiento de dos electrones entre los dos átomos.
Teorías de cómo ocurren los enlaces
• Teoría de enlace de valencia
• Teoría de orbitales moleculares
H2
F2
Energía de disociación
de enlace
436.4 kJ/mole
150.6 kJ/mole
Longitud de
enlace
74 pm
142 pm
solape de
2 1s
2 2p
Teoría del enlace valencia: los enlaces se forman
por apareamiento de e- por el solapamiento de
orbitales atómicos.
10.3
Energía potencial
Cambios en la energía potencial de dos átomos H
Cambio en la densidad
del electrón a medida
que dos átomos de
hidrógeno se acercan
uno al otro.
Distancia de separación
10.4
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10.3
9
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.
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
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
10.4
orbitales híbridos
Formación de enlaces covalentes en CH4
Formación de orbitales híbridos sp3
Hibridación
10.4
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10.4
10
Átomo N con hibridación sp3 en el NH3
Formación de los orbitales híbridos sp
Prediga el ángulo
correcto del enlace
10.4
Formación de orbitales híbridos sp2
10.4
¿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
enlazados
10.4
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Hibridación
Ejemplos
2
sp
BeCl2
3
sp2
BF3
4
sp3
CH4, NH3, H2O
5
sp3d
PCl5
6
sp3d2
SF6
10.4
11
El orbital 2pz es perpendicular al plano
de los orbitales híbridos
Hibridación sp2 de un átomo de carbono
Estado
fundamental
Promoción
de un electrón
Estado
hibridizado
sp2orbitales sp2
10.5
10.5
Enlace en el 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
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12
Formación del enlace Pi en la molécula de
etileno
Hibridación sp de un átomo de carbono
Estado
fundamental
Promoción
de un electrón
Estado
hibridizado
sporbitales sp
10.5
Enlace en el acetileno
10.5
Enlaces sigma (σ) y Pi (π)
1 enlace sigma
Enlace sencillo
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?
O
H
H
C
C
O
H
σ enlaces = 6 + 1 = 7
π enlaces = 1
H
10.5
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10.5
13
Los experimentos muestran que O2 es paramagnético
O
O
Niveles de energía de orbitales moleculares
enlazantes y antienlazantes en el hidrógeno (H2).
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
Interferencia constructiva
e interferencia destructiva
de dos ondas de
la misma longitud
de onda y
amplitud
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
Dos posibles interacciones entre dos orbitales p
equivalentes y los orbitales moleculares
correspondientes
Onda 1
Molécula
Onda 2
Átomo
Interacción destructiva
Orbital molecular
sigma antienlazante
Átomo
Orbital molecular
Onda 2
sigma enlazante
Interacción destructiva
Orbital molecular
Pi antienlazante
Onda 2
Molécula
Átomo
Suma de 1 y 2
Interacción constructiva
Átomo
Suma de 1 y 2
Interacción constructiva
10.6
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Orbital molecular
Pi enlazante
10.6
14
moléculas diatómicas homonucleares de
elementos del segundo periodo: Li2, Be2,
B2, C2, y N2
Molécula
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 .
Átomo
4. Cada OM puede aceptar a dos electrones .
Átomo
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 .
10.6
1
orden de enlace =
2
orden
de enlace
½
(
número de
electrones
en los OM
enlazante
1
-
número de
e-’s en los
OM antienlazantes
½
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10.7
)
0
10.7
15
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-
10.7
Moléculas diatómicas heteronucleares
(el caso de NO)
Los orbitales moleculares deslocalizados no están
confinados entre dos átomos enlazados adyacentes, sino
que en realidad se extienden sobre tres o más átomos.
• 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.
10.8
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16
Densidad electrónica arriba y abajo del plano de la
molécula de benceno.
10.8
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17