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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
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
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