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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
Cómo hace la teoría de Lewis para explicar los enlaces en
H2 y F2?
Apareamiento de dos electrones entre los dos átomos.
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
Distancia de separación
10.4
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 2p
predice 900
H-N-H
el 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 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
10.4
orbitales híbridos
Formación de orbitales híbridos sp3
Hibridación
10.4
Formación de enlaces covalentes en CH4
10.4
Átomo N con hibridación sp3 en el NH3
Prediga el ángulo
correcto del enlace
10.4
Formación de los orbitales híbridos sp
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
Hibridación
Ejemplos
2
sp
BeCl2
3
sp2
BF3
4
sp3
CH4, NH3, H2O
5
sp3d
PCl5
6
sp3d2
SF6
10.4
Hibridación sp2 de un átomo de carbono
Estado
fundamental
Promoción
de un electrón
Estado
hibridizado
sp2orbitales sp2
10.5
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 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
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?
H
C
O
H
C
O
H
σ enlaces = 6 + 1 = 7
π enlaces = 1
H
10.5
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
Niveles de energía de orbitales moleculares
enlazantes 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 constructiva
e interferencia destructiva
de dos ondas de
la 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
Átomo
Interacción destructiva
Orbital molecular
sigma antienlazante
Átomo
Orbital molecular
Molécula
Átomo
Interacción constructiva
sigma enlazante
Interacción destructiva
Orbital molecular
Pi antienlazante
Átomo
Interacción constructiva
Orbital molecular
Pi enlazante
10.6
moléculas diatómicas homonucleares de
elementos del segundo periodo: Li2, Be2,
B 2, C 2, y N 2
Molécula
Átomo
Átomo
10.6
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 = 1
2
orden
de enlace
½
(
número de
electrones
en los OM
enlazante
1
-
número de
e-’s en los
OM antienlazantes
½
)
0
10.7
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)
• 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.
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