Enlace químico II: geometría molecular e hibridación de orbitales atómicos

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1 Enlace químico II: geometría e hibridación de orbitales atómicos Capítulo 10 Modelo de la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (): Predice la geometría de la molécula a partir de las repulsiones electrostáticas entre las regiones de electrones. Los enlaces múltiples cuentan como una región, así como los enlaces sencillos y los pares de electrones libres. AB lineal B lineal B Copyright The McGraw-ill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display. Cloruro de berilio AB AB lineal lineal Cl Be Cl 2 átomos 0 en el por Dr. ernández-castillo 1

2 Trifluoruro de boro AB linear linear AB Plana AB tetraédrica tetraédrica Metano AB lineal lineal Tetraédrica AB AB tetraédrica tetraédrica AB por Dr. ernández-castillo 2

3 Pentacloruro de fósforo AB lineal lineal AB AB tetraédrica tetraédrica AB Bipiramidal AB octaédrica octaédrica exafluoruro de azufre No siempre todas las regiones son regiones s enlazantes. En estos casos la geometría y la geometría N será igual. ctaédrica por Dr. ernández-castillo 3

4 AB AB 2 E 2 1 angular AB tetraédrica tetraédrica AB 3 E 3 1 tetraédrica piramidal AB tetraédrica tetraédrica AB 3 E 3 1 tetraédrica piramidal AB 2 E tetraédrica angular Cómo afecta la presencia de un par electrónico libre los ángulos de enlace de la molécula? por Dr. ernández-castillo 4

5 AB AB 4 E 4 1 tetraedro distorcionado Repulsión par libre contra par libre Repulsión par libre > > contra par enlazante Repulsión par enlazante contra par enlazante AB AB 4 E 4 1 AB 3 E tetraedro distorcionado forma - T Cl AB AB 4 E 4 1 AB 3 E AB 2 E tetraedro distorcionado forma - T lineal I I I por Dr. ernández-castillo 5

6 AB octaédrica octaédrica AB 5 E 5 1 octaédrica piramidal cuadrada Br AB octaédrica octaédrica AB 5 E 5 1 octaédrica AB 4 E octaédrica piramidal cuadrada cuadrada Xe Las pasadas geometrías s y es AY que APRENDERLAS. Las tablas presentes en el libro de texto y en el manual de laboratorio son muy útiles. Cómo predecir la geometría 1. Dibuje la estructura de Lewis para la molécula. 2. Cuente el número de en el átomo y número de átomos átomo. 3. Use para predecir la geometría de la molécula. Cuáles son las geometrías es de S 2 y S 4? S AB 2 E angular S AB 4 E tetraedro distorcionado por Dr. ernández-castillo 6

7 Momentos dipolares y moléculas polares Cómo sabemos si una molécula será polar o no polar? Región pobre del electrón Región rica del electrón δ+ δ µ = Q x r Q es la carga r es la distancia entre las cargas 1 D = 3.36 x C m 10.2 Comportamiento de moléculas polares Momentos de enlace y momentos dipolares resultantes Momento dipolar resultante = 1.46 D Momento dipolar 10.2 resultante = 0.24 D 10.2 por Dr. ernández-castillo 7

8 Cuál de las moléculas siguientes tiene un momento dipolar? 2, C 2, S 2, y C 4 Las moléculas e iones simples sin pares de electrones libres alrededor del y con todos los átomos sustituyentes iguales serán N polares Todos los enlaces aunque sean polares se cancelarán entre sí. momento dipolar molécula dipolar C momento no dipolar molécula no dipolar S momento dipolar molécula dipolar C Momento no dipolar Molécula no dipolar 10.2 Tabla 10.3 Momentos dipolares de algunas Las moléculas con sustituyentes diferentes alrededor del y Las moléculas que poseen pares de electrones libres ay que evaluarlas en detalle para saber si son polares o no moléculas polares Molécula Momento dipolar (D) Lineal Lineal Lineal Angular Angular Piramidal Angular 10.2 por Dr. ernández-castillo 8

9 Teorías de cómo ocurren los enlaces Cómo hace la teoría de Lewis para explicar los enlaces en 2 y 2? Apareamiento de dos electrones entre los dos átomos. Teoría de enlace de valencia Teoría de orbitales es 2 Energía de disociación de enlace kj/mole Longitud de enlace 74 pm solape de 2 1s kj/mole 142 pm 2 2p Teoría del enlace valencia: los enlaces se forman por apareamiento de e - por el solapamiento de orbitales atómicos Cambios en la energía potencial de dos átomos Energía potencial Distancia de separación Cambio en la densidad del electrón a medida que dos átomos de hidrógeno se acercan uno al otro por Dr. ernández-castillo 9

10 N 1s 2 2s 2 2p 3 3 1s 1 Teoría del enlace valencia y N 3 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 de N 3? Si usa los orbitales 3 2p predice N- el ángulo real de enlace es ibridación: 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 orbitales híbridos 10.4 ormación de orbitales híbridos sp 3 ormación de enlaces covalentes en C 4 ibridación por Dr. ernández-castillo 10

11 Átomo N con hibridación sp 3 en el N 3 ormación de los orbitales híbridos sp Prediga el ángulo correcto del enlace ormación de orbitales híbridos sp 2 Cómo predigo la hibridación del? Cuente el número de y el número de átomos # de + enlazados ibridación Ejemplos 2 sp BeCl 2 3 sp 2 B 3 4 sp 3 C 4, N 3, 2 5 sp 3 d PCl sp 3 d 2 S por Dr. ernández-castillo 11

12 ibridación sp 2 de un átomo de carbono Estado fundamental El orbital 2p z es perpendicular al plano de los orbitales híbridos Promoción de un electrón Estado hibridizado sp 2 - orbitales sp Enlace en el etileno Enlace sigma enlace cuya densidad está centrada en la línea imaginaria que une los núcleos Enlace pi enlace cuya densidad está centrada sobre y debajo de la línea imaginaria que une los núcleos por Dr. ernández-castillo 12

13 ormación del enlace Pi en la molécula de etileno ibridación sp de un átomo de carbono Estado fundamental Promoción de un electrón Estado hibridizado sp orbitales sp 10.5 Enlace en el acetileno Enlaces sigma (σ) y Pi (π) Enlace sencillo Enlace doble Enlace triple 1 enlace sigma 1 enlace sigma y 1 enlace pi 1 enlace sigma y 2 enlaces pi Cuántos enlaces σ y π están en la molécula de ácido acético (vinagre) C 3 C? C C σ enlaces = = 7 π enlaces = por Dr. ernández-castillo 13

14 Los experimentos muestran que 2 es paramagnético e - Desapareados Debería ser diamagnética Niveles de energía de orbitales es enlazantes y antienlazantes en el hidrógeno ( 2 ). Teoría del orbital : los enlaces se forman de la interacción de orbitales atómicos para formar orbitales es Un orbital enlazante tiene más baja energía y mayor estabilidad que los orbitales atómicos del cual fue formado. Un orbital antienlazante tiene energía más alta y más baja estabilidad que los orbitales atómicos del cual fue formado Interferencia constructiva e interferencia destructiva de dos ondas de la misma longitud de onda y amplitud nda 1 nda 2 nda 2 nda 2 Dos posibles interacciones entre dos orbitales p equivalentes y los orbitales es correspondientes Átomo Molécula Molécula Átomo Interacción destructiva Interacción constructiva Interacción destructiva rbital sigma antienlazante rbital sigma enlazante rbital Pi antienlazante Átomo Átomo Suma de 1 y 2 Suma de 1 y Interacción constructiva rbital Pi enlazante 10.6 por Dr. ernández-castillo 14

15 moléculas diatómicas homonucleares de elementos del segundo periodo: Li 2, Be 2, B 2, C 2, y N 2 Molécula Átomo Átomo Configuraciones de orbitales es (M) 1. El número de orbitales es (M) formado siempre es igual al número de orbitales atómicos combinados. 2. Cuanto más estable es el M enlazante, menos estable será el M antienlazante correspondiente. 3. El llenado de los M procede de menor a mayor energía. 4. Cada M puede aceptar a dos electrones. 5. Use la regla de und cuando se agregan los electrones a los M de la misma energía. 6. El número de electrones en los M es igual a la suma de todos los electrones en los átomos enlazados orden de enlace = 1 2 ( - ) número de electrones en los M enlazante número de e- s en los M antienlazantes orden de enlace ½ 1 ½ por Dr. ernández-castillo 15

16 Tabla 10.5 Propiedades de moléculas diatómicas homonucleares de elementos del segundo periodo* rden de enlace Longitud de enlace (pm) Energía de enlace kj/mol Propiedades magnéticasdiamagnética Paramagnética Diamagnética Diamagnética Paramagnética Diamagnética * Por simplificación se omiten los orbitales σ 1s y σ 1s- *. Estos dos orbitales tienen un total de cuatro electrones. Recuerde que para 2 y 2, σ 2p tienen menor energía que π 2pz y π 2pz Moléculas diatómicas heteronucleares (el caso de N) 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. 2 tiene un enlace doble (y una distancia de 1.21Å). N 2 tiene un enlace triple (y una distancia de 1.10Å) El diagrama de orbitales es para N 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 es deslocalizados no están confinados entre dos átomos enlazados adyacentes, sino que en realidad se extienden sobre tres o más átomos por Dr. ernández-castillo 16

17 Densidad arriba y abajo del plano de la molécula de benceno por Dr. ernández-castillo 17