geometría molecular e hibridación de orbitales atómicos

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1 geometría molecular e hibridación de orbitales atómicos
Enlace químico II: geometría molecular e hibridación de orbitales atómicos Capítulo 10 Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc.  Permission required for reproduction or display.

2 Enlace de un derivado Buckyball con el sitio
de la Proteasa VIH 10.1

3 Modelo de la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (RPECV):
Prediga la geometría de la molécula de las repulsiones electrostáticas entre los pares de electrones (enlace y no enlace). Clase # de átomos enlazados al átomo central # de pares libres en átomo central Distribución de pares de electrones Geometría molecular lineal B 2 lineal AB2 10.1

4 Cloruro de berilio Cl Be 2 átomos enlazados al átomo central
0 pares libres en el átomo central 10.1

5 RPECV lineal lineal AB2 2 trigonal plana trigonal plana AB3 3 Clase
# de átomos enlazados al átomo central # de pares libres en átomo central Distribución de pares de electrones Geometría molecular lineal lineal AB2 2 trigonal plana trigonal plana AB3 3 10.1

6 Trifluoruro de boro Plana 10.1

7 RPECV AB2 2 linear linear AB3 3 trigonal plana tetraédrica tetraédrica
Clase # de átomos enlazados al átomo central # de pares libres en átomo central Distribución de pares de electrones Geometría molecular AB2 2 linear linear AB3 3 trigonal plana tetraédrica tetraédrica AB4 4 10.1

8 Metano Tetraédrica 10.1

9 RPECV AB2 2 lineal lineal AB3 3 trigonal plana AB4 4 tetraédrica
Clase # de átomos enlazados al átomo central # de pares libres en átomo central Distribución de pares de electrones Geometría molecular AB2 2 lineal lineal AB3 3 trigonal plana AB4 4 tetraédrica tetraédrica bipiramidal trigonal bipiramidal trigonal AB5 5 10.1

10 Pentacloruro de fósforo
Bipiramidal trigonal 10.1

11 RPECV AB2 2 lineal lineal AB3 3 trigonal plana AB4 4 tetraédrica
Clase # de átomos enlazados al átomo central # de pares libres en átomo central Distribución de pares de electrones Geometría molecular AB2 2 lineal lineal AB3 3 trigonal plana AB4 4 tetraédrica tetraédrica AB5 5 bipiramidal trigonal AB6 6 octaédrica octaédrica 10.1

12 Hexafluoruro de azufre
Octaédrica 10.1

13 Repulsión par enlazante
Par enlazante contra Repulsión par enlazante pares libres contra repulsión de pares libres Pares libres contra >

14 RPECV trigonal plana trigonal plana AB3 3 trigonal plana AB2E 2 1
Clase # de átomos enlazados al átomo central # de pares libres en átomo central Distribución de pares de electrones Geometría molecular trigonal plana trigonal plana AB3 3 trigonal plana AB2E 2 1 angular 10.1

15 RPECV AB4 4 tetraédrica tetraédrica piramidal trigonal AB3E 3 1
Clase # de átomos enlazados al átomo central # de pares libres en átomo central Distribución de pares de electrones Geometría molecular AB4 4 tetraédrica tetraédrica piramidal trigonal AB3E 3 1 tetraédrica 10.1

16 RPECV AB4 4 tetraédrica tetraédrica AB3E 3 1 tetraédrica
Clase # de átomos enlazados al átomo central # de pares libres en átomo central Distribución de pares de electrones Geometría molecular AB4 4 tetraédrica tetraédrica AB3E 3 1 tetraédrica piramidal trigonal AB2E2 2 2 tetraédrica angular H O 10.1

17 RPECV bipiramidal trigonal bipiramidal trigonal AB5 5 4 AB4E 1
Clase # de átomos enlazados al átomo central # de pares libres en átomo central Distribución de pares de electrones Geometría molecular bipiramidal trigonal bipiramidal trigonal AB5 5 4 AB4E 1 tetraedro distorcionado bipiramidal trigonal 10.1

18 RPECV bipiramidal trigonal bipiramidal trigonal AB5 5 AB4E 4 1
Clase # de átomos enlazados al átomo central # de pares libres en átomo central Distribución de pares de electrones Geometría molecular bipiramidal trigonal bipiramidal trigonal AB5 5 AB4E 4 1 bipiramidal trigonal tetraedro distorcionado bipiramidal trigonal AB3E2 3 2 forma - T Cl F 10.1

19 RPECV bipiramidal trigonal bipiramidal trigonal AB5 5 AB4E 4 1
Clase # de átomos enlazados al átomo central # de pares libres en átomo central Distribución de pares de electrones Geometría molecular bipiramidal trigonal bipiramidal trigonal AB5 5 AB4E 4 1 bipiramidal trigonal tetraedro distorcionado AB3E2 3 2 bipiramidal trigonal forma - T bipiramidal trigonal AB2E3 2 3 lineal I 10.1

20 RPECV AB6 6 octaédrica piramidal cuadrada Br F AB5E 5 1 octaédrica
Clase # de átomos enlazados al átomo central # de pares libres en átomo central Distribución de pares de electrones Geometría molecular AB6 6 octaédrica piramidal cuadrada Br F AB5E 5 1 octaédrica 10.1

21 RPECV AB6 6 octaédrica AB5E 5 1 octaédrica piramidal cuadrada cuadrada
Clase # de átomos enlazados al átomo central # de pares libres en átomo central Distribución de pares de electrones Geometría molecular AB6 6 octaédrica AB5E 5 1 octaédrica piramidal cuadrada cuadrada plana Xe F AB4E2 4 2 octaédrica 10.1

22 Cómo predecir la geometría molecular
Dibuje la estructura de Lewis para la molécula. Cuente el número de pares libres en el átomo central y número de átomos enlazados al átomo central. Use RPECV para predecir la geometría de la molécula. ¿Cuáles son las geometrías moleculares de SO2 y SF4? S F S O AB4E AB2E tetraedro distorcionado angular 10.1

23 Momentos dipolares y moléculas polares
H F Región rica del electrón Región pobre del electrón d+ d- m = Q x r Q es la carga r es la distancia entre las cargas 1 D = 3.36 x C m 10.2

24 Comportamiento de moléculas polares
10.2

25 Momentos de enlace y momentos dipolares resultantes
Momento dipolar resultante = 1.46 D Momento dipolar resultante = 0.24 D 10.2

26 ¿Cuál de las moléculas siguientes tiene un momento
dipolar? H2O, CO2, SO2, y CH4 O H S O momento dipolar molécula dipolar momento dipolar molécula dipolar C H C O momento no dipolar molécula no dipolar Momento no dipolar Molécula no dipolar 10.2

27 moléculas polares Tabla 10.3 Momentos dipolares de algunas
Molécula Geometría Momento dipolar (D) Lineal Angular Piramidal 10.2

28 Dipolos (moléculas polares) y microondas
Dirección de onda Campo eléctrico de la microonda Dirección de onda Dirección de onda Dirección de onda Campo eléctrico de la microonda 10.2

29 Apareamiento de dos electrones entre
Cómo hace la teoría de Lewis para explicar los enlaces en H2 y F2? Apareamiento de dos electrones entre los dos átomos. Enlace de energía de disociación Longitud de enlace H2 F2 436.4 kJ/mole 150.6 kJ/mole 74 pm 142 pm Traslape De 2 1s 2 2p Teoría del enlace valencia: los enlaces se forman por apareamiento de e- por solapamiento de orbitales atómicos. 10.3

30 Cambios en la energía potencial de dos átomos H
Distancia de separación 10.4

31 Cambio en la densidad del electrón a medida que dos átomos de hidrógeno se acercan uno al otro.
10.3

32 Teoría del enlace valencia y NH3
N – 1s22s22p3 3 H – 1s1 Si los enlaces forman el traslape de orbitales 3 2p en el nitrógeno con el orbital 1s en cada átomo de hidrógeno, ¿cuál sería la geometría molecular de NH3? Si usa los orbitales 3 2p predice 900 H-N-H el ángulo real de enlace es 10.4

33 Los enlaces covalentes se forman por:
Hibridación: mezcla de dos o más orbitales atómicos para formar un nuevo conjunto de orbitales híbridos. Mezclar por lo menos dos orbitales atómicos no equivalentes (por ejemplo s y p). Los orbitales híbridos tienen forma muy diferente de los orbitales atómicos originales. El número de orbitales híbridos es igual al número de orbitales atómicos puros usados en el proceso de hibridación. Los enlaces covalentes se forman por: Solapamiento de orbitales híbridos con orbitales atómicos Solapamiento de orbitales híbridos con otros orbitales híbridos 10.4

34 Formación de orbitales híbridos sp3
Hibridación 10.4

35 Formación de enlaces covalentes
10.4

36 Átomo N con hibridación sp3 en el NH3
Prediga el ángulo correcto del enlace 10.4

37 Formación de los orbitales híbridos sp
10.4

38 Formación de orbitales híbridos sp2
10.4

39 ¿Cómo predigo la hibridación del átomo central?
Cuente el número de pares libres y el número de átomos enlazados al átomo central # de pares libres + # de átomos enlazados Hibridación Ejemplos 2 sp BeCl2 3 sp2 BF3 4 sp3 CH4, NH3, H2O 5 sp3d PCl5 6 sp3d2 SF6 10.4

40 Hibridación sp2 de un átomo de carbono
Estado fundamental Promoción de electrón Estado hibridizado sp2- orbitales sp2 10.5

41 El orbital 2pz es perpendicular al plano
de los orbitales híbridos 10.5

42 Enlace en el etileno enlace Pi (p): la densidad del electrón sobre y debajo del plano del núcleo del enlace de átomos enlace Sigma (s): la densidad del electrón entre los dos átomos 10.5

43 Formación del enlace Pi en la molécula de etileno
10.5

44 Hibridación sp de un átomo de carbono
Estado fundamental Promoción de electrón Estado hibridizado sp- orbitales sp 10.5

45 Enlace en el acetileno 10.5

46 Enlaces sigma (s) y Pi (p)
1 enlace sigma Enlace sencillo Enlace doble 1 enlace sigma y 1 enlace pi Enlace triple 1 enlace sigma y 2 enlaces pi ¿Cuántos enlaces s y p están en la molécula de ácido acético ( vinagre) CH3COOH? C H O s enlaces = 6 + 1 = 7 p enlaces = 1 10.5

47 Los experimentos muestran que O2 es paramagnético
e- Desapareados Debería ser diamagnética Teoría del orbital molecular: los enlaces se forman de la interacción de orbitales atómicos para formar orbitales moleculares. 10.6

48 Niveles de energía de orbitales moleculares de enlace y antienlace en el hidrógeno (H2).
Un enlace molecular orbital tiene más baja energía y mayor estabilidad que los orbitales atómicos del cual fue formado. Un antienlace molecular orbital tiene energía más alta y más baja estabilidad que los orbitales atómicos del cual fue formado. 10.6

49 Interferencia constructiva e interferencia destructiva de dos ondas de
la misma longitud de onda y amplitud Onda 2 Onda 1 Onda 2 Onda 2 Suma de 1 y 2 Suma de 1 y 2 10.6

50 Dos posibles interacciones entre dos orbitales p equivalentes y los orbitales moleculares correspondientes Orbital molecular sigma de antienlace Molécula Interacción destructiva Átomo Átomo Energía Orbital molecular sigma de enlace Interacción constructiva Orbital molecular Pi de antienlace Interacción destructiva Molécula Átomo Átomo Energía Orbital molecular Pi de enlace Interacción constructiva 10.6

51 Segundo periodo de moléculas diatómicas
homonucleares Li2, Be2, B2, C2, y N2 Molécula Átomo Átomo Energía 10.6

52 Configuraciones de orbitales moleculares (OM)
El número de orbitales moleculares (OM) formado siempre es igual al número de orbitales atómicos combinados. Cuanto más estable es el OM de enlace, menos estable será el OM de antienlace correspondiente. El llenado de los OM procede de menor a mayor energía . Cada OM puede aceptar a dos electrones . Use la regla de Hund cuando se agregan los electrones a los OM de la misma energía . El número de electrones en los OM es igual a la suma de todos los electrones en los átomos enlazados . 10.7

53 ( ) - número de electrones en los Oms de enlace
número de electrones en los OM de antienlace ( - ) 1 2 orden de enlace = Energía orden de enlace 1 10.7

54 Tabla 10.5 Propiedades de moléculas diatómicas homonucleares de elementos del segundo periodo*
Orden de enlace Longitud de enlace (pm) Energía de enlace kJ/mol Propiedades magnéticas Diamagnética Paramagnética Diamagnética Diamagnética Paramagnética Diamagnética * Por simplificación se omiten los orbitales σ1s y σ1s-* . Estos dos orbitales tienen un total de cuatro electrones. Recuerde que para O2 y F2, σ2p tienen menor energía que π2pz y π2pz- 10.7

55 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

56 Densidad electrónica arriba y abajo del plano de la molécula de benceno.
10.8