Estructura molecular (2)

Presentación del tema: "Estructura molecular (2)"— Transcripción de la presentación:

1 Estructura molecular (2)
Décimo quinta sesión Estructura molecular (2)

2 Porcentaje de carácter iónico
Linus Pauling. 2

3 Sus valores de electronegatividad son…
Dos átomos están suficientemente cercanos como para que sus orbitales se mezclen Sus valores de electronegatividad son… similares muy diferentes Enlace iónico Metales No metales Enlace metálico Enlace covalente Muy cercanos Diferentes Enlace covalente no polar Enlace covalente polar 3

4 Anton Eduard van Arkel -en la fotografía- (1893-1976) y J. A. A
Anton Eduard van Arkel -en la fotografía- ( ) y J.A.A. Ketelaar en los años 40: 4

5 Triángulo de Van Arkel-Ketelaar
5

6 Michael Laing. En 1993. 6

7 Tetraedro de Laing 7

8 Teorías de estructura y el tetraedro de Laing
8

9 Tarea 34 ¿Cuál de los siguientes enlaces será iónico? H - H O - Cl
Na - F C – N Cs - F Zn – Cl

10 Tarea 35 Escriba las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas: HF CCl4 CO CO2

11 Tarea 36 Escriba las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas: NH4+ C2H6 C2H4 C2H2 HCl HCN

12 Teoría de Enlace (Unión) Valencia
12

13 Walter Heinrich Heitler (1904-1981) y Fritz London (1900-1954).
En 1927: 13

14 Teoría de enlace valencia
Teoría de unión valencia cuantitativa. Método aproximado para resolver la ecuación de Schrödinger. Ión molecular de Hidrógeno: H2+ 14

15 Teoría de enlace valencia (2)
Teoría de unión valencia cuantitativa. Método aproximado para resolver la ecuación de Schrödinger. Ión molecular de Hidrógeno: H2+ H + H+  H2+ 15

16 Teoría de enlace valencia (3)
rB A B RAB 16

17 Núcleos Fijos Max Born ( ) y Julius Robert ( ) Oppenheimer Aproximación de Born-Oppenheimer. 17

18 Teoría de enlace valencia (4)
18

19 Teoría de enlace valencia (5)
Heitler y London proponen construir funciones de onda aproximadas que resuelvan la ecuación de Schrödinger para el H2+. Consideremos los dos estados: HA + HB+  1 HA+ + HB  2 19

20 Teoría de enlace valencia (6)
Y proponemos a las funciones solución como combinaciones lineales de las funciones que describen los dos estados posibles. 20

21 Teoría de enlace valencia (7)
La energía debe minimizarse: E H2+ HA HB+ HA+ HB 21

22 Teoría de enlace valencia (8)
Dos formas en que se encuentra un mínimo: 22

23 Teoría de enlace valencia (9)
Y se encuentran dos funciones de onda: 23

24 Teoría de enlace valencia (10)
Las funciones de onda deben cumplir con el postulado de Born: 24

25 Teoría de enlace valencia (11)
Con lo que se obtiene: 25

26 Teoría de enlace valencia (12)
Y las densidades electrónicas serían: 26

27 ¿Qué significa? 27

28 Átomos separados A B A B 28

29 Teoría de enlace valencia (13)
Orbital de enlace: 29

30 Enlace A B A B 30

31 Teoría de enlace valencia (14)
Orbital de antienlace: 31

32 Antienlace A B A B 32

33 Teoría de enlace valencia (15)
B A B 33

34 Teoría de enlace valencia (16)
34

35 Molécula de Hidrógeno e1 r12 e2 rA2 rA1 rB2 rB1 A B RAB 35

36 Molécula de Hidrógeno (2)
36

37 Molécula de Hidrógeno (3)
B 1 2 A B 1 2 37

38 Molécula de Hidrógeno (4)
38

39 Molécula de Hidrógeno (5)
Calculada Experimental E (eV) 3.14 4.7466 R (Ǻ) 0.87 39

40 Resonancia Trucos para construir la función de onda adecuada para poder resolver la Ecuación de Schödinger. Las formas resonantes no existen en la realidad. 40

41 Resonancia (2) Las formas resonantes deben tener energías semejantes.
Los núcleos deben ocupar las mismas posiciones relativas en todas las formas resonantes. Todas las formas resonantes deben tener el mismo número de electrones despareados. 41

42 Resonancia (3) Las funciones de onda se escriben a partir de las formas resonantes: 42

43 Nitrometano Distancia N-O 1.31 Ǻ N=O 1.2 Ǻ
Distancia N O en el Nitrometano 1.22 Ǻ 43

44 Nitrometano (2) Se proponen las formas resonantes: I II 44

45 Bióxido de Carbono Distancia C=O 1.22 Ǻ CO 1.10 Ǻ
Distancia C O en el Bióxido de Carbono 1.15 Ǻ 45

46 Bióxido de Carbono (2) Se proponen las formas resonantes: I II III
46

47 Benceno Distancia C-C 1.54 Ǻ C=C 1.32 Ǻ Distancia C C en el Benceno
1.39 Ǻ 47

48 Benceno (2) Se proponen las formas resonantes: Kekulé I II Dewar
IV V 48

49 Resonancia (4) Las formas resonantes no tienen existencia real, sólo son un truco para escribir una mejor función de onda. A veces se confunde con tautomería. 49

50 Tautomería Tautomería ceto-enol: CH3-C-CH3  CH3-C=CH2 O OH
Forma cetónica Forma enólica En la tautomería los átomos no ocupan las mismas posiciones relativas. 50

51 Teoría de enlace valencia cualitativa.
Pauling y Slater Teoría de enlace valencia cualitativa. 51

52 Pauling 52

53 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. 53

54 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. 54

55 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. 55

56 Hibridación sp El orbital sp es una combinación lineal de los orbitales de valencia s y p del átomo central: 56

57 Hibridación sp Un orbital s y un orbital p dan 2 orbitales sp Geometría lineal. Moléculas del tipo AX2, v.g. BeCl2, BeF2 57

58 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 58

59 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 59

60 BeF2 60

61 Hibridación sp2 El orbital sp2 es una combinación lineal de los orbitales de valencia s, px y py del átomo central: 61

62 Hibridación sp2 Geometría triangular (trigonal).
Un orbital s y dos orbitales p dan 3 orbitales sp2 Geometría triangular (trigonal). 120º 62

63 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: 63

64 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 64

65 BF3 120º 65

66 Hibridación sp3 El orbital sp3 es una combinación lineal de los orbitales de valencia s, px, py y pz del átomo central: 66

67 Hibridación sp3 Un orbital s y tres orbitales p dan 4 orbitales sp3
Geometría tetraédrica. CH4, CCl4 67

68 Hibridación sp3 68

69 CH4 6C: 1s2 2s22px12py1 Los átomos de H que se acercan, hacen que el C pase primero al estado excitado: 1s22s22px12py1  1s22s12px12py12pz1 69

70 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 70

71 CH4 71

72 Resumen Hibridación Geometría Ángulo sp Lineal 180º sp2 Triangular
120º sp3 Tetraédrica 109.5º 72

73 ¿Y si hay orbitales d? Las más comunes 73

74 sp3d Bipirámide triangular 74

75 sp3d2 Octaédrica 75

76 Bipiramidal triangular
Resumen Hibridación Geometría Dibujito sp Lineal sp2 Triangular sp3 Tetraédrica sp3d Bipiramidal triangular sp3d2 Octaédrica 76