Teoría de Unión Valencia (2)

Presentación del tema: "Teoría de Unión Valencia (2)"— Transcripción de la presentación:

1 Teoría de Unión Valencia (2)
Décimo octava sesión Teoría de Unión Valencia (2)

2 Teoría de enlace valencia cualitativa
2

3 Pauling y Slater 3

4 Orbitales híbridos Los orbitales de valencia de los átomos que se acercan a un átomo central para formar un enlace, perturban los orbitales de éste. 4

5 Orbitales híbridos (2) Los orbitales del átomo central se hibridan.
La hibridación es la mezcla de orbitales atómicos que pertenecen a la capa de valencia para formar nuevos orbitales apropiados para la descripción cualitativa de las propiedades del enlace. 5

6 Orbitales híbridos (3) Los orbitales híbridos son muy útiles para explicar la forma de los orbitales (y las densidades electrónicas) en las moléculas y por lo tanto su geometría. La hibridación es parte integral de la teoría de enlace valencia. 6

7 Hibridación sp El orbital sp es una combinación lineal de los orbitales de valencia s y p del átomo central: 7

8 Hibridación sp Un orbital s y un orbital p dan 2 orbitales sp Geometría lineal. Moléculas del tipo AX2, v.g. BeCl2, BeF2 8

9 BeF2 4Be: 1s2 2s2 Los átomos de F que se acercan, hacen que el Berilio pase primero al estado excitado: 1s2 2s2  1s2 2s12px1 Posteriormente 2s y 2p se hibridan: 1s2 2s12px1  1s2 (sp)1 (sp)1 9

10 BeF2 9F: 1s2 2s2 2px2py2pz1 Los electrones del orbital pz de los 2 átomos de Flúor se aparean con los nuevos orbitales sp del átomo central Berilio 10

11 BeF2 11

12 Hibridación sp2 El orbital sp2 es una combinación lineal de los orbitales de valencia s, px y py del átomo central: 12

13 Hibridación sp2 Geometría triangular (trigonal).
Un orbital s y dos orbitales p dan 3 orbitales sp2 Geometría triangular (trigonal). 120º 13

14 BF3 5B: 1s2 2s22px1 Los átomos de F que se acercan, hacen que el B pase primero al estado excitado: 1s2 2s22px1  1s2 2s12px12py1 Posteriormente 2s, 2px y 2py se hibridan: 14

15 BF3 1s2 2s12px12py1  1s2 (sp2)1(sp2)1(sp2)1 9F: 1s2 2s2 2px2py2pz1
Los electrones del orbital pz de los 3 átomos de Flúor se aparean con los nuevos orbitales sp2 del átomo central Boro 15

16 BF3 120º 16

17 Hibridación sp3 El orbital sp3 es una combinación lineal de los orbitales de valencia s, px, py y pz del átomo central: 17

18 Hibridación sp3 Un orbital s y tres orbitales p dan 4 orbitales sp3
Geometría tetraédrica. CH4, CCl4 18

19 Hibridación sp3 19

20 CH4 6C: 1s2 2s22px12py1 Los átomos de H que se acercan, hacen que el C pase primero al estado excitado: 1s22s22px12py1  1s22s12px12py12pz1 20

21 CH4 Posteriormente 2s, 2px , 2py y 2pz se hibridan:
1s2 2s12px12py12pz1  1s2 (sp3)1(sp3)1(sp3)1(sp3)1 Los electrones del orbital s de los 4 átomos de Hidrógeno se aparean con los nuevos orbitales sp3 del átomo central Carbono 21

22 CH4 22

23 Resumen Hibridación Geometría Ángulo sp Lineal 180º sp2 Triangular
120º sp3 Tetraédrica 109.5º 23

24 ¿Y si hay orbitales d? Las más comunes 24

25 sp3d Bipirámide triangular 25

26 sp3d2 Octaédrica 26

27 Bipiramidal triangular
Resumen Hibridación Geometría Dibujito sp Lineal sp2 Triangular sp3 Tetraédrica sp3d Bipiramidal triangular sp3d2 Octaédrica 27

28 El caso del amoníaco 28

29 NH3 ¿Ángulos de 109.5º? 29

30 ¿Y en el H2O? 30

31 H2O ¿Ángulos de 109.5º? 31

32 Teoría de repulsión entre pares de electrones (VESPR)
PS-PS  PS-PE  PE-PE 32

33 Teoría de repulsión entre pares de electrones (VESPR) (2)
Tetraedro Pirámide triangular Angular 33

34 Ángulos experimentales
Metano  H-C-H 109.5º Amoníaco  H-N-H 107º Agua  H-O-H 104.5º 34

35 Molécula de Agua 104.5º 35

36 Otras geometrías En la lineal no pasa nada. Triangular: Triangular
36

37 Bipirámide triangular Sube y baja T Lineal 37

38 Octaedro Pirámide cuadrangular Cuadrado 38

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

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

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

42 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. 42

43 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. 43

44 Enlaces  y  (3) 44

45 Etano Enlace  C-C 45

46 Etileno 46

47 Acetileno 47

48 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: 48

49 Enlaces  y  (5) C2H6 + Cl2  C2H4Cl2 + H2 Reacción de substitución.
El enlace  C-C no se rompe. 49

50 Rotación de los enlaces
H Forma Eclipsada C H Forma Alternada H H H 50

51 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 51

52 Evaluación del modelo Nos da: Geometría. Ángulos. Momentos dipolares.
52

53 Evaluación del modelo No da: Propiedades ópticas
Propiedades magnéticas Propiedades espectroscópicas 53

54 Tarea 42 Describa las diferencias esenciales entre un enlace  y un enlace  54

55 Hasta aquí para el segundo examen parcial