Décimo Octava Sesión Teoría de unión valencia (2)

Pauling y Slater

Hibridación sp El orbital sp es una combinación lineal de los orbitales de valencia s y p del átomo central:

Hibridación sp Un orbital s y un orbital p dan 2 orbitales sp Geometría lineal. Moléculas del tipo AX 2, v.g. BeCl 2, BeF 2Geometría lineal. Moléculas del tipo AX 2, v.g. BeCl 2, BeF 2

Hibridación sp 2 El orbital sp 2 es una combinación lineal de los orbitales de valencia s, p x y p y del átomo central:

Hibridación sp 2 Un orbital s y dos orbitales p dan 3 orbitales sp 2 Geometría triangular (trigonal).Geometría triangular (trigonal). 120º

BF 3 5 B: 1s 2 2s 2 2p x 1 Los átomos de F que se acercan, hacen que el B pase primero al estado excitado:Los átomos de F que se acercan, hacen que el B pase primero al estado excitado: 1s 2 2s 2 2p x 1  1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 Posteriormente 2s, 2p x y 2p y se hibridan:Posteriormente 2s, 2p x y 2p y se hibridan:

BF 3 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1  1s 2 (sp 2 ) 1 (sp 2 ) 1 (sp 2 ) 1  1s 2 (sp 2 ) 1 (sp 2 ) 1 (sp 2 ) 1 9 F: 1s 2 2s 2 2p x 2 p y 2 p z 1 Los electrones del orbital p z de los 3 átomos de Flúor se aparean con los nuevos orbitales sp 2 del átomo central BoroLos electrones del orbital p z de los 3 átomos de Flúor se aparean con los nuevos orbitales sp 2 del átomo central Boro

BF 3 120º

Hibridación sp 3 El orbital sp 3 es una combinación lineal de los orbitales de valencia s, p x, p y y p z del átomo central:

Hibridación sp 3 Un orbital s y tres orbitales p dan 4 orbitales sp 3 Geometría tetraédrica.Geometría tetraédrica. CH 4, CCl 4CH 4, CCl 4

Hibridación sp 3

CH 4 6 C: 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 Los átomos de H que se acercan, hacen que el C pase primero al estado excitado:Los átomos de H que se acercan, hacen que el C pase primero al estado excitado: 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1  1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1

CH 4 Posteriormente 2s, 2p x, 2p y y 2p z se hibridan:Posteriormente 2s, 2p x, 2p y y 2p z se hibridan: 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1  1s 2 (sp 3 ) 1 (sp 3 ) 1 (sp 3 ) 1 (sp 3 ) 1 Los electrones del orbital s de los 4 átomos de Hidrógeno se aparean con los nuevos orbitales sp 3 del átomo central CarbonoLos electrones del orbital s de los 4 átomos de Hidrógeno se aparean con los nuevos orbitales sp 3 del átomo central Carbono

CH 4

Resumen HibridaciónGeometríaÁngulo spLineal 180º sp 2 Triangular 120º sp 3 Tetraédrica 109.5º

¿Y si hay orbitales d? Las más comunes

sp 3 d Bipirámide triangularBipirámide triangular

sp 3 d 2 OctaédricaOctaédrica

Resumen HibridaciónGeometríaDibujito spLineal sp 2 Triangular sp 3 Tetraédrica sp 3 d Bipiramidal triangular sp 3 d 2 Octaédrica

El caso del amoníaco

NH 3 ¿Ángulos de 109.5º?¿Ángulos de 109.5º?

¿Y en el H 2 O?

H2OH2OH2OH2O ¿Ángulos de 109.5º?¿Ángulos de 109.5º?

Teoría de repulsión entre pares de electrones (VESPR) Repulsión PS-PS  PS-PE  PE-PE

Teoría de repulsión entre pares de electrones (VESPR) (2) Tetraedro Pirámide triangular Angular

Ángulos experimentales Metano  H-C-H 109.5º Amoníaco  H-N-H 107º Agua  H-O-H 104.5º

Molécula de Agua 104.5º

Otras geometrías En la lineal no pasa nada.En la lineal no pasa nada. Triangular:Triangular: Triangular Angular

Bipirámide triangular Sube y baja T Lineal

Octaedro Pirámide cuadrangular Cuadrado

Enlaces  y  Los enlaces químicos en las moléculas se deben a la superposición de orbitales atómicos.Los enlaces químicos en las moléculas se deben a la superposición de orbitales atómicos. Debido a la superposición, aumenta la probabilidad de que los electrones se encuentren en la región del enlace.Debido a la superposición, aumenta la probabilidad de que los electrones se encuentren en la región del enlace.

Enlaces  y  (2) La superposición puede ser de 2 tipos:  o .La superposición puede ser de 2 tipos:  o . Los enlaces  ocurren cuando los orbitales se superponen en los ejes de la molécula.Los enlaces  ocurren cuando los orbitales se superponen en los ejes de la molécula. Los enlaces  ocurren cuando los orbitales se superponen fuera de los ejes de la molécula.Los enlaces  ocurren cuando los orbitales se superponen fuera de los ejes de la molécula.

Enlaces  y  (3)

Etano Enlace  C-C

Etileno

Acetileno

Enlaces  y  (4) Los enlaces  son más débiles que los  :Los enlaces  son más débiles que los  : C 2 H 4 + Cl 2  C 2 H 4 Cl 2 Reacción de adición, se rompe el enlace .Reacción de adición, se rompe el enlace . Si lo hiciéramos con etano:Si lo hiciéramos con etano:

Enlaces  y  (5) C 2 H 6 + Cl 2  C 2 H 4 Cl 2 + H 2 Reacción de substitución.Reacción de substitución. El enlace  C-C no se rompe.El enlace  C-C no se rompe.

Rotación de los enlaces C H H H Forma Eclipsada C H H H Forma Alternada H H H

Rotación de los enlaces Si hay un solo enlace, hay rotación de la molécula.Si hay un solo enlace, hay rotación de la molécula. Si hay doble o triple es muy dificil que rote o de plano no rota.Si hay doble o triple es muy dificil que rote o de plano no rota. Facilidad de rotación:Facilidad de rotación: Sencillo  Doble  Triple

Evaluación del modelo Nos da:Nos da: –Geometría. –Ángulos. –Momentos dipolares.

Evaluación del modelo No da:No da: –Propiedades ópticas –Propiedades magnéticas –Propiedades espectroscópicas

Describa las diferencias esenciales entre un enlace  y un enlace  Tarea 42

Hasta aquí para el segundo examen parcial

Teoría del Orbital Molecular

Orbitales Moleculares Si hay orbitales en los átomos, ¿por qué no ha de haber orbitales en las moléculas?Si hay orbitales en los átomos, ¿por qué no ha de haber orbitales en las moléculas? Para que haya orbitales en las moléculas es necesario construir funciones de onda monoelectrónicas para las moléculas.Para que haya orbitales en las moléculas es necesario construir funciones de onda monoelectrónicas para las moléculas.

Orbitales Moleculares (2) Los orbitales moleculares se construyen mediante una combinación lineal de orbitales atómicos (Método LCAO).Los orbitales moleculares se construyen mediante una combinación lineal de orbitales atómicos (Método LCAO). Todos los orbitales atómicos contribuyen al orbital molecular.Todos los orbitales atómicos contribuyen al orbital molecular. Todos los átomos de la molécula contribuyen con sus orbitales.Todos los átomos de la molécula contribuyen con sus orbitales.

Moléculas diatómicas homonucleares