Estructura de la Materia Décimo séptima sesión Teoría de unión valencia (2)

Bipiramidal triangular Resumen Hibridación Geometría Dibujito sp Lineal sp2 Triangular sp3 Tetraédrica sp3d Bipiramidal triangular sp3d2 Octaédrica 2

Teoría de repulsión entre pares de electrones (VESPR) (2) Tetraedro Pirámide triangular Angular 3

Otras geometrías En la lineal no pasa nada. Triangular: Triangular 4

Bipirámide triangular Sube y baja T Lineal 5

Octaedro Pirámide cuadrangular Cuadrado 6

Tarea 39 Prediga la hibridación del átomo central para las siguientes moléculas: BeCl2, CCl4, BF3 7

Tarea 40 ¿Qué orbitales híbridos presentan las siguientes geometrías? Octaédrica. Tetraédrica. Triangular. Lineal. 8

Tarea 41 Explique por qué la molécula de agua es angular. 9

Enlaces  y  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. 10

Enlaces  y  (2) 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 fuera de los ejes de la molécula. 11

Enlaces  y  (3) 12

Etano Enlace  C-C 13

Etileno 14

Acetileno 15

Enlaces  y  (4) Los enlaces  son más débiles que los : C2H4 + Cl2  C2H4Cl2 Reacción de adición, se rompe el enlace . Si lo hiciéramos con etano: 16

Enlaces  y  (5) C2H6 + Cl2  C2H4Cl2 + H2 Reacción de substitución. El enlace  C-C no se rompe. 17

Rotación de los enlaces H Forma Eclipsada C H Forma Alternada H H H 18

Rotación de los enlaces 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. Facilidad de rotación: Sencillo  Doble  Triple 19

Evaluación del modelo Nos da: Geometría. Ángulos. Momentos dipolares. 20

Evaluación del modelo No da: Propiedades ópticas Propiedades magnéticas Propiedades espectroscópicas 21

Tarea 42 Describa las diferencias esenciales entre un enlace  y un enlace  22

Hasta aquí para el segundo examen parcial

Teoría del Orbital Molecular 24

Orbitales Moleculares 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. 25

Orbitales Moleculares (2) Los orbitales moleculares se construyen mediante una combinación lineal de orbitales atómicos (Método LCAO). Todos los orbitales atómicos contribuyen al orbital molecular. Todos los átomos de la molécula contribuyen con sus orbitales. 26

Moléculas diatómicas homonucleares 27

Diatómicas homonucleares La combinación de orbitales 1s da dos mínimos en la energía: Un orbital 1s de enlace (menor energía que los 1s separados) Un orbital 1s* de antienlace (menor energía que los 1s separados) 28

Diatómicas homo nucleares (2) 29

Diatómicas homo nucleares (3) La combinación de orbitales 2s da dos mínimos en la energía: Un orbital 2s de enlace. Un orbital 2s de antienlace. 30

Diatómicas homo nucleares (4) 31

Diatómicas homo nucleares (5) La combinación de orbitales 2p da: Un orbital 2p de enlace. Un orbital 2p de antienlace. Dos orbitales 2p de enlace (x, y). Dos orbitales 2p de antienlace (x, y) 32

Diatómicas homo nucleares (6) 33

1s  1s  2s  2s  2p  2px = 2py  2px = 2py  2p E 1s  1s  2s  2s  2p  2px = 2py  2px = 2py  2p Excepto para B, C y N: 1s  1s  2s  2s  2px = 2py  2p  2px = 2py  2p 34

B, C y N 35

H2 Configuración electrónica (1s)2 36

H2 Configuración electrónica (1s)2 37

Orden de enlace Orden de enlace (o de unión) = (número de electrones en orbital de enlace - número de electrones en orbital de antienlace) / 2 38

H2 OE = (2-0)/2 = 1 H – H M = 2S + 1 = 2(0) + 1 = 1  Singulete 39

Propiedades magnéticas Si la molécula tiene electrones desapareados  paramagnética. Si la molécula no tiene electrones desapareados  diamagnética. H2 es diamagnética. ¿ H2+? 40

H2+ ¿Configuración electrónica? (1s)1 ¿ Orden de enlace? OE = (1-0)/2 = ½ 41

H2+ ¿ Propiedades magnéticas? Paramagnética ¿Multiplicidad? M = 2S + 1 = 2(½) + 1 = 2  Doblete 42

He2 ¿ Orden de enlace? OE = (2-2)/2 = 0 He2 No existe 43

He2+ ¿Configuración electrónica? (1s)2 (1s*)1 ¿ Orden de enlace? OE = (2-1)/2 = ½ 44

He2+ ¿ Propiedades magnéticas? Paramagnética ¿Multiplicidad? M = 2(½) + 1 = 2  Doblete 45

46

Li2 Configuración electrónica (1s)2 (1s*)2 (2s)2 47

Li2 Orden de enlace: OE = (4-2)/2 = 1 Multiplicidad: 1  singulete Diamagnética 48

Be2 Orden de enlace: OE = (4-4)/2 = 0 Be2 No existe 49

General 50

B, C y N 51

B2 (una excepción) Configuración electrónica (1s)2 (1s*)2 (2s)2 (2s*)2 (2px)1 (2py)1 52

B2 Orden de enlace: OE = (6-4)/2 = 1 Paramagnética. M = 2(1) + 1 = 3  Triplete 53

C2 (otra excepción) Configuración electrónica (1s)2 (1s*)2 (2s)2 (2s*)2 (2px)2 (2py)2 54

C2 Orden de enlace: OE = (8-4)/2 = 2 C= C Diamagnética. M = 2(0) + 1 = 1  Singulete 55

N2 (otra excepción) Configuración electrónica (1s)2 (1s*)2 (2s)2 (2s*)2 (2px)2 (2py)2 (2p)2 56

N2 Orden de enlace: OE = (10-4)/2 = 2 N N Diamagnética. M = 2(0) + 1 = 1  Singulete 57

General 58

O2 Configuración electrónica (1s)2(1s*)2(2s)2(2s*)2(2p)2(2px)2(2py)2 (2px*)1(2py*)1 59

O2 Orden de enlace: OE = (10-6)/2 = 2 O= O Paramagnética. La teoría de orbitales moleculares es la única que predice el paramagnetismo del oxígeno. 60

Paramagnetismo del O2 61

O2 M = 2(1) + 1 = 3  Triplete 62

F2 Configuración electrónica (1s)2(1s*)2(2s)2(2s*)2(2p)2(2px)2(2py)2 (2px*)2(2py*)2 63

F2 Orden de enlace: OE = (10-8)/2 = 1 F- F Diamagnética. M = 2(0) + 1 = 1  Singulete 64

Ne2 Orden de enlace: OE = (10-10)/2 = 0 Ne2 No existe 65