Vigésimo primera sesión

Presentación del tema: "Vigésimo primera sesión"— Transcripción de la presentación:

1 Vigésimo primera sesión
Compuestos de Coordinación Teoría de Unión Valencia (2)

2 Hibridación sp Geometría lineal. Número de coordinación: 2 Ejemplo:
AgCl2]- 2

3 Hibridación sp2 Geometría triangular. Número de coordinación: 3
Es un número de coordinación extremadamente raro Tris(trifenilfosfina)platino(0) 3

4 Hibridación sp3 Geometría tetraédrica. Número de coordinación: 4
Ejemplo: Zn(NH3)4]2+ 4

5 Hibridación sp2d Geometría cuadrada. Número de coordinación: 4
Ejemplo: PtCl4]2- Pt Cl 5

6 Hibridación sp2d2 Geometría bipiramidal triangular.
Número de coordinación: 5 Raro 6

7 Hibridación sp3d Geometría piramidal cuadrada.
Número de coordinación: 5 Muy raro 7

8 Ión hexafluorocobaltato(III)
Hibridación sp3d2 Geometría octaédrica. Número de coordinación: 6 Ejemplo: Ión hexafluorocobaltato(III) CoF6]3- 8

9 CoF6]3- 27Co Ar] 3d7 4s2 27Co3+ Ar] 3d6 4s0 4s 4p 4d sp3d2 .. 9

10 CoF6]3- Paramagnética Octaédrica F F F Co F F F 10

11 Pero Se sabe que el ión hexaamincobalto (III) es ¡diamagnético! 4s 4p
d2sp3 .. 11

12 El NH3 logra aparear los electrones 3d del Co, pero el F- no.
Hay un efecto del ligante. 12

13 CoF6]3- Orbital externo (4d) Alto espín (espín total = 2) 13

14 Co(NH3)6]3+ Orbital interno (3d) Bajo espín (espín total = 0)
Ambos son octaédricos. 14

15 Co(NH3)6]3+ 15

16 Serie espectroquímica
El ligante es el culpable de que se apareen o no los espines. Serie espectroquímica (orden creciente de fuerza para aparear a los electrones): I- < Br- < Cl- < F- < OH- < H2O < EDTA < NH3 < NO2- 16

17 17

18 Otros octaédricos 18

19 Otros octaédricos (2) 19

20 Hibridación sp3d3 Geometría. Número de coordinación: 7 Muy raro 20

21 Hibridación sp3d4 Geometría dodecaédrica irregular (bipirámide hexagonal) Número de coordinación: 8 21

22 Teoría de Unión Valencia
Predice geometrías. A veces, propiedades magnéticas (con ayuda de la serie espectroquímica). Limitaciones: Solamente predice propiedades cualitativas. Se fija exclusivamente en el átomo central y no en los ligantes. 22

23 Teoría del Campo Cristalino
23

24 Teoría del Campo Cristalino
Supone que la interacción entre el metal central y los ligantes es puramente electrostática. Considera a los ligantes como cargas puntuales que se acercan al metal central. 24

25 Orbitales d Hay dos tipos de orbitales d.
Los que tienen concentrada la densidad de carga sobre los ejes de coordenadas. Los que tienen concentrada la densidad de carga entre los ejes de coordenadas. 25

26 Orbitales d (2) eg t2g 26

27 Campo esférico Si las cargas se acercaran al metal de forma esféricamente simétrica E n e r g í a Orbitales d del metal en presencia de las cargas Metal libre 27

28 Campo octaédrico Los eg se verán más afectados por las cargas que los t2g 28

29 Campo octaédrico (2) Los orbitales eg tendrán mayor energía con respecto al campo esférico y los t2g menor E n e r g í a E n e r g í a Orbitales d del metal en presencia de las cargas Desdoblamiento octaédrico Metal libre 29

30 Campo tetraédrico Los orbitales t2g tendrán mayor energía con respecto al campo esférico y los eg menor Orbitales d del metal en presencia de las cargas 30

31 Campo cuadrado Octaédrico Cuadrado 31

32 Desdoblamiento en un campo cuadrado (2)
 32

33 ¿Cuál es la diferencia entre un compuesto de coordinación de alto espín y uno de bajo espín?
33

34 Usando la teoría de unión valencia indique la hibridación del metal central y la geometría de:
Ag(CN)2] - [Fe(CN)6]3- [Fe(H2O)6]3+ [Zn(CN)4]2- 34

35 Configuraciones electrónicas
35

36 Compuestos de coordinación octaédricos
CoF6]3- Octaédrico Paramagnético Co(NH3)6]3+ Diamagnético 36

37 Compuestos de coordinación octaédricos
Campo débil Campo fuerte eg t2g Alto espín CoF6]3-  < P Bajo espín Co (NH3) 6]3+  > P (t2g)4 (eg)2 (t2g)6 37

38 Compuestos de coordinación octaédricos
Los valores típicos de  son de entre 20 y 80 kcal/mol. En algunos casos, las energías de apareamiento pueden estar entre 40 y 70 Kcal/mol. 38

39 Octaédrico d1 Iguales 39

40 Octaédrico d2 Iguales 40

41 Octaédrico d3 Iguales 41

42 Octaédrico d4 Distintas 42

43 Octaédrico d5 Distintas 43

44 Octaédrico d6 Distintas 44

45 Octaédrico d7 Distintas 45

46 Octaédrico d8 Iguales 46

47 Octaédrico d9 Iguales 47

48 Octaédrico d10 Iguales 48

49 Campo débil Campo fuerte 49

50 Campo débil octaédrico
Electrones d Configu-ración Electrones desaparea-dos 1 t2g1 2 t2g2 3 t2g3 4 t2g3eg1 5 t2g3eg2 Electrones d Configu-ración Electrones desaparea-dos 6 t2g4eg2 4 7 t2g5eg2 3 8 t2g6eg2 2 9 t2g6eg3 1 10 t2g6eg4 50

51 Campo fuerte octaédrico
Electrones d Configu-ración Electrones desaparea-dos 1 t2g1 2 t2g2 3 t2g3 4 t2g4 5 t2g5 Electrones d Configu-ración Electrones desaparea-dos 6 t2g6 7 t2g6eg1 1 8 t2g6eg2 2 9 t2g6eg3 10 t2g6eg4 51

52 Momento magnético En magnetones de Bohr, el momento magnético es: 52

53 Campo débil octaédrico
Electrones d  Electrones desaparea-dos 1 1.73 2 2.83 3 3.87 4 4.90 5 5.92 Electrones d  Electrones desaparea-dos 6 4.90 4 7 3.87 3 8 2.83 2 9 1.73 1 10 53

54 Campo fuerte octaédrico
Electrones d  Electrones desaparea-dos 1 1.73 2 2.83 3 3.87 4 5 Electrones d  Electrones desaparea-dos 6 7 1.73 1 8 2.83 2 9 10 54

55 Tetraédrico t2g eg 55

56 Tetraédrico d1 t2g t2g eg eg Iguales 56

57 Tetraédrico d2 t2g t2g eg eg Iguales 57

58 Tetraédrico d3 t2g t2g eg eg Distintas 58

59 Tetraédrico d4 t2g t2g eg eg Distintas 59

60 Tetraédrico d5 t2g t2g eg eg Distintas 60

61 Tetraédrico d6 t2g t2g eg eg Distintas 61

62 Tetraédrico d7 t2g t2g eg eg Iguales 62

63 Tetraédrico d8 t2g t2g eg eg Iguales 63

64 Tetraédrico d9 t2g t2g eg eg Iguales 64

65 Tetraédrico d10 t2g t2g eg eg Iguales 65

66 Campo débil tetraédrico
Electrones d Configu-ración Electrones desaparea-dos 1 eg1 2 eg2 3 eg2t2g1 4 eg2t2g2 5 eg2t2g3 Electrones d Configu-ración Electrones desaparea-dos 6 eg3t2g3 4 7 eg4t2g3 3 8 eg4t2g4 2 9 eg4t2g5 1 10 eg4t2g6 66

67 Campo fuerte tetraédrico
Electrones d Configu-ración Electrones desaparea-dos 1 eg1 2 eg2 3 eg3 4 eg4 5 eg4t2g1 Electrones d Configu-ración Electrones desaparea-dos 6 eg4t2g2 2 7 eg4t2g3 3 8 eg4t2g4 9 eg4t2g5 1 10 eg4t2g6 67

68 Calcular los momentos magnéticos de campo débil y campo fuerte para las distintas configuraciones de los compuestos de coordinación tetraédricos. 68

69 [Ti(H2O)6]3+ 69

70 El color La substancia absorbe aquí Se ve de este color 70

71 El color 2 Absorbe todos menos el verde. Se ve verde
Absorbe violeta, rojo y naranja. Pasan azul, verde y amarillo. Se ve verde. 71

72 ¿Qué color absorbe? ¿Quén es ? = hc/ = 57 Kcal/mol en este caso 72

73 Fuerzas Intermoleculares

74 Introducción Las fuerzas que unen a los átomos en una molécula se deben al enlace químico. La energía requerida para romper este tipo de enlaces se llama energía de enlace o energía de unión. 74

75 Energías de enlace (en KJ/mol)
H-H 436 C-C 348 O-H en agua 463 C=C 614 O-O 145 CC 839 O=O 498 NN 945 75

76 Fuerzas intermoleculares
Las fuerzas intermoleculares, son fuerzas entre las moléculas que han completado sus requerimientos de valencia y por lo tanto ya no tienen tendencia a formar enlaces. Las fuerzas intermoleculares pueden ser de atracción o de repulsión. 76

77 Fuerzas intermoleculares (2)
A distancias cortas (cuando las moléculas están en contacto) la repulsión siempre domina. 77

78 Fuerzas intermoleculares (3)
Interesan las fuerzas de atracción. Las fuerzas intermoleculares de atracción mantienen juntas a las moléculas. La energía que se requiere para separar moléculas es mucho menor que la energía para romper un enlace químico. 78

79 Fuerzas intermoleculares (4)
Ejemplo: Para romper el enlace H-Cl se requieren 431 kJ/mol. En cambio, para evaporar el HCl líquido solamente se requieren 16 kJ/mol. 79

80 Fuerzas intermoleculares (5)
La existencia de las fuerzas intermoleculares se refleja en la existencia de materia condensada (estados de agregación líquido y sólido). Las fuerzas intermoleculares determinan algunas de las propiedades físicas de las substancias, como su puntos de ebullición y de fusión. 80

81 Fuerzas intermoleculares (6)
Fuerzas de atracción entre moléculas neutras: Puente de hidrógeno. Fuerzas de Van der Waals Dipolo – dipolo Dipolo – dipolo inducido Dipolo inducido – dipolo inducido o dispersión de London 81

82 Fuerzas intermoleculares (7)
Fuerzas de atracción entre moléculas cargadas (iones). Ión - ión Fuerzas de atracción entre moléculas neutras y cargadas (iones). Ión - dipolo 82

83 Interacciones ión-ión
Las interacciones más fuertes son las ión – ión (entre especies cargadas). Las energías son generalmente del orden de kJ/mol en los sólidos iónicos. 83

84 Interacciones ión-ión (2)
Varían como 1/r

85 Fuerzas intermoleculares (8)
Tipo de interacción Dependencia de la distancia Energías típicas (kJ/mol) Comentario Ión - ión 1/r 200 Solo entre iones 85

86 Interacciones ión-dipolo
Las moléculas polares pueden interactuar con iones (Vg. hidratación de los iones en agua). Las energías son generalmente del orden de 15 a 20 kJ/mole. 86

87 Interacciones ión-dipolo (2)
Varían como 1/r2

88 Solvatación 88

89 Fuerzas intermoleculares (9)
Tipo de interacción Dependencia de la distancia Energías típicas (kJ/mol) Comentario Ión - ión 1/r 200 Solo entre iones Ión - dipolo 1/r2 15 Solvatación 89