Enlaces Químicos II - Universidad de Puerto Rico Humacao Web_General/10... · La tabla 10.1 en el texto resume varias posibilidades de geometrías moleculares relacionadas a las

1/21/2015

1

Copyright 2011 Pearson Education, Inc.Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e

Enlaces Químicos II

Teorías:

1) Repulsión de pares, VSEPR“Valence Shell Electron Pair Repulsion”)

2) Orbitales híbridos

3) Orbitales moleculares

© 2015 Ileana Nieves Martínez

Ileana Nieves MartínezQUIM 3002


Grupos de electrones según Lewis

• Lewis predice el # de pares de e− de valenciaalrededor del (los) átomo(s) central(es) Par solitario se considera un grupo de electrones

Cada enlace constituye un grupo de electronesPuede ser sencillo, doble o triple

2

O N O ••

••

••

••

•••• N es el átomo centralTiene tres grupos de elctrones alrededor:

Un par solitarioUn enlace sencilloUn enlace doble

Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e

••

1/21/2015

2

Copyright 2011 Pearson Education, Inc.Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e 3Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e

Grupos de electrones

Repulsiones

Átomocentral

Teoría de Repulsión de ParesVSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion)

• Los grupos de e─ en elátomo central son masestables mientras másalejados estén.

• El arreglo geométricopredice la forma y los ángulos de los enlaces en la molécula.

Copyright 2011 Pearson Education, Inc.Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e 4

Geometrías de Grupos de electrones¿Como pueden distribuirse electrones alrededor del átomo central para que se coloquen lo mas lejos posible (debido a respulsión)?

Petrucci: General Chemistry:An Integrated Approach; Hill, Petrucci, 4/e © 2005, Prentice Hall, Inc.

Grupos de e- Geometría 2 lineal3 trigonal planar4 tetraedral5 trigonal bipiramidal6 octaedral

octaedral

tetraedral

trigonal bipiramidal

trigonal planar

1/21/2015

3


Geometría basada en grupos de electrones• Cinco arreglos básicos de grupos de e- alrededor

del átomo centralCinco geometrías electrónicas básicas.Para híbridos resonantes la geometría electrónica es la

misma.

Máximo de seis grupos de e- enlazantes.Para átomos grandes pueden haber más (aunque es raro).

Para figuras y ángulos de enlaces ideales: todos los grupos deben estar enlazados. los enlaces deben ser equivalentes.

5Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e


“Valence Shell Electron Pair Repulsion”VSEPR

6

1/21/2015

4


Capítulo 10: Teoría de Enlace…

7

Notación VSEPRLa tabla 10.1 en el texto resume varias posibilidades de geometrías moleculares relacionadas a las geometríasde grupos de electrones.

La notación VSEPR paradescribir la geometríamolecular es: átomo central (A) átomo terminal (X) par solitario (E)


AX2E2


Geometría electrónica Lineal


# de grupos geometría # de Notación Geometría ángulo de ejemplo Modelo Molecularde electrones electrónica Pares VSEPR molecular enlace ideal

Solitario(PS)

Be


El arreglo óptimo que considera la repulsión es en esquinas opuestas en una linea

La geometría no se afecta por pares solitariosen átomo externos.

Momento dipolar neto nulo

lineallineal

a) Gemometría lineal

1/21/2015

5


Geometría electrónica Trigonal Planar


# de grupos geometría # de Notación Geometría ángulo de ejemplo Modelo Molecularde electrones electrónica PS VSEPR molecular enlace ideal

La geometría óptima que considera la repulsión es en las esquinas de un triángulo—note la planaridad.


Con un par solitario la geometría electrónica es escencialmente igual.

<


Geometría electrónica Trigonal Planar



La geometría óptima que considera la repulsión es en las esquinas de un triángulo—note la planaridad.


Con un par solitario la geometría electrónica es escencialmente igual.

<

1/21/2015

6


Efecto de pares solitarios

11

Los electrones enlazantes se comparten por dos átomos, por lo que parte de la carga negativa se remueve del átomo central y se comparte entre los dos átomos.


Par enlazante

Par solitario

Los electrones no-enlazanates se localizan en el átomocentral, por lo que el área de carga negativa ocupa másespacio.


Geometría trigonal-planar


trigonal planar angular

(b) Geometría trigonal planar

1/21/2015

7


Ejemplo de una geometría no tan “perfecta”

13

Para formaldehido los enlaces y el tamaño de los átomos son distintos y los ángulos observados son diferentes a los ideales.



Geometría tetraedral

La geometría óptima que considera la repulsión es en las esquinas de un tetraedro regular—cuatro caras triangulares

Puede haber uno o dos pares solitarios en el átomo central

CF4



tetraedral

tetraedral

1/21/2015

8


Geometría Tetraedral


Geometría tetraedral tetraedro

Copyright 2011 Pearson Education, Inc.Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e 16Petrucci: General Chemistry:An Integrated Approach; Hill, Petrucci, 4/e © 2005, Prentice Hall, Inc.

Geometría tetraedral con pares solitarios

<


Trigonalpiramidal

tetraedral

H O H

<tetraedral

1/21/2015

9



Distorciones debido al par solitario: (1)ángulo de enlace; (2) geometría; (3) polaridad molecular


momento dipolar netomolécula polar

Par solitario

Par solitario

geometría electrónicatetraedral

geometríamolecular angular

Par solitario

geometríaelectrónica ideal

geometríamolecular real

trigonal piramidaltetraedral

1/21/2015

10


Polaridad Molecular


Los enlaces H─N y H─O son polares. Los dos pares de electrones enlazantes se halan hacia el extremo parcialmente negativo. El resultado neto es una molécula polar.

momento dipolar, , netomolécula polar

Momento dipolar, neto nulo

El enlace O─C es polar. Los electrones enlazantes se halan con la misma fuerza hacia los dos Oen los extremos de la molécula. El resultado neto es una molécular no polar.


Polaridad de Moléculas


• Para que una molécula sea polar tiene que:1. Tener enlaces polares

E - teórico

- medidos

2. Tener una forma asimétrica Suma de vectores

• Polaridad afecta las fuerzas de atracciónintermoleculares Puntos de ebullición y solubilidad

Igual disuelve igual

• Pares no enlazantes afectan la polaridadmolecular, halando fuertemente en esa dirección.

1/21/2015

11


Geometría trigonal bipiramidal

La geometría óptima que considera la repulsión es un triangulo con una linea que cruza la cara del triangulo

Se puede incluir hasta tres pares solitarios, (E)



ax ec

Trigonalbipiramidal

bipiramidal


Geometría Bipiramidal Trigonal


Cloro ecuatorialCloro axial

Geometría trigonal bipiramidal

Geometría trigonal bipiramidal Bipirámide trigonal

1/21/2015

12



Sube y baja

Forma de T

Lineal


F Xe F

Geometría Bipiramidal Trigonal

<

<( )ax ec

Trigonalbipiramidal

Trigonalbipiramidal

Trigonalbipiramidal


Remplazar átomos por pares solitariosen un sistema Bipiramidal Trigonal


Tres repulsiones de 900

de par solitario Dos repulsiones de 900

de par solitario vs

Par solitario axialNO OCURRE

Par solitarioecuatorial

1/21/2015

13


Forma sube y baja & T


Geometría molecuar: sube y baja

Geometría molecuar: forma de T

Geometría electrónica: trigonal bipiramidal


Forma Lineal


Geometría electrónica: trigonal bipiramidal

Geometría molecuar: lineal

1/21/2015

14

Copyright 2011 Pearson Education, Inc.Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e27

Geometría Octaedral

El arreglo óptimo que considera repulsión es en las carascentrales de un cubo

Las geometrías con uno o dos pares solitarios son comunes



Octaedral

Octaedral


Geometría Octaedral


Geometría octaedralGeometría octaedral octaedro

1/21/2015

15


Geometría piramidal cuadrada y cuadrada plana



<

Piramidecuadrada

Cuadradoplano

Octaedral

Octaedral


Forma pirámide cuadrada


Geometríaelectrónica octaedral

Geometría molecular pirámide cuadrada

1/21/2015

16


Forma cuadrada plana


Geometríaelectrónica octaedral

Geometría molecular cuadrada plano


Pasos para Predicir las formas alrededorde átomos centrales

1. Dibuje la estructura de Lewis

2. Determine el número de grupos de e─’salrededor del átomo central (A)

3. Clasifique cada grupo de e─’s como enlazanteo solitario y cuente cada uno Recuerde que los enlaces múltiples cuentan

como un solo grupo

4. Use la Tabla 10.1 para determinar la forma y el ángulo de enlace


1/21/2015

17


Ejemplo 10.2: Prediga la geometría y el ángulo de enlace de PCl3

33

1. Dibuje la estructura de Lewis

a) 26 electrones de valencia

2. Determine el número de grupos de e─’s alrededordel átomo central, A.

a) 4 grupos de e─’s alrededorde P.


26e-

- 6 20

- 20 0


Ejemplo 10.2: Prediga la geometría y el ángulo de enlace de PCl3

34

3. Clasifique los grupos de electronesa) tres grupos enlazantes (X3)

b) Un par solitario (E)

4. Use Tabla 10.1 para determinar la forma y el ángulo de enlace

a) 4 grupos de e- alrededor de P = geometría electrónica (ge) tetraedral

b) 3 enlazantes + 1 par solitario = geometría molecular (gm) trigonal piramidal (AX3E)

c) trigonal piramidal = ángulos de enlace (<) menores de 109.5°


1/21/2015

18


1. Determine si los enlaces son polaresa) Diferencia en electronegatividad (E)

b) Si los enlaces no son polares puede concluirque la molécula es no polar.

ENP = 2.1ENCl = 3.0EN = 3.0 − 2.1 = 0.9Por lo tanto los enlaces sonpolar covalente.


Prediga si PCl3 es una molécula polar

2. Determine si los enlaces suman paradar momento dipolar neto ()

a) Suma de vectores

b) forma asimétrica resulta en polaridad no compensada y neto. El enlace Cl─P es polar. Todos los e-

enlazanes se halan hace los extremos de los Cl en la molécula. El resultado neto es unamolécula polar.


Representación tri-dimensional en superficies bi-dimensionales

lineal

pirámide bipiramidalpirámide trigonaltetraedral

angulartrigonal planar

cuadrado planooctaedralsube y baja

1/21/2015

19


Representación tri-dimensional en superficies bi-dimensionales


S

F

F

F

F F

FA

X

S

F

F

F

F F

FA

X

S

F

FF

F F

F

X

A

• El átomo central en el plano del papel

• Poner todos los átomos posibles en el mismo plano y conectelos con una linea recta.

• Para átomos en frente del plano use una cuña sólida(“solid wedge”).

• Para átomos detrás del plano use una cuña entre-cortada.


Ejemplo de representación tri-dimensional para SF6

38

S

F

F

F

F F

F


1/21/2015

20


Problemas de Práctica

Geometría

Polaridad


Práctica – Prediga la geometría molecular y los ángulos de enlaces en SiF5

─

40

Si = 4e─

F5 = 5(7e─) = 35e─

(─) = 1e─

total = 40e─

5 grupos electrónicos en Si

5 grupos enlazantes (X5)0 pares solitarios, (E)

(A X5E)

g. electrónica = g. molecularForma = trigonal bipiramidal

Ángulos de enlacesFec–Si–Fec = 120°Feq–Si–Fax = 90°

Si menos electronegativoSi átomo central


1/21/2015

21


Práctica – Prediga la geometría molecular y los ángulos de enlace de ClO2F

41

Cl = 7e─

O2 = 2(6e─) = 12e─

F = 7e─

Total = 26e─

4 grupos electrónicos en Cl

3 grupos enlazantes (X3)1 par solitario (E)

AX3E

g. electrónica ≠ g. molecularForma = trigonal piramidal

Ángulos de enlaceO–Cl–O < 109.5°O–Cl–F < 109.5°

Cl menos electronegativo

Cl átomo central



Ejemplo 10.5: Prediga si NH3 es una molécula polar

42

1. Dibuje la estructura de Lewis y determine la geometríamolecular

a) 8 electrones de valencia

b) 3 enlazantes + 1 par solitario = gm = trig. piramidal


2. Determine si los enlaces son polaresa) Diferencia en electronegatividad (E)

b) Si los enlaces no son polares la molécula es no polar.

ENN = 3.0ENH = 2.1EN = 3.0 − 2.1 = 0.9Por lo tanto los enlaces sonpolar covalente.

3. Determine si al sumar el momento dipolar resulta en neto

a) Suma de vectores

b) generalmente, formas asimétricas resultan en polaridades no

compensadas y momento dipolar neto.El enlace H─N es polar. Todos los e- enlazanes se halan hace el extremo de N en la molécula. El resultado neto es una molécula polar.

1/21/2015

22


polarNo-polar

1. Enlaces polares, N-O2. Froma asimétrica 1. Enlace polar, todos S-O

2. Forma simétrica

Trigonalangular Trigonal

Planar2.5


Práctica – Decida si las siguientes son moléculas polaresEN

O = 3.5N = 3.0Cl = 3.0S = 2.5


Polaridad Molecular Afectala Solubilidad en agua

• Moléculas Polares se atraen por otras moléculas polaresAgua es polar y disuelve bien:moléculas polares

Compuestos iónicos

• Algunas moléculas tienen una parte polar y otra no polar


1/21/2015

23


Átomos Centrales Múltiples


H O

| |

H C C O H

|

H

-1

+1

Ejemplo de átomos centrales múltiples• Estructuras mas complejas con muchos átomos

centrales.

• Describa las formas en secuencia.CH3CO2H

46

4 grupos alrededor de C de la izquierda: forma (gm) ─ tetraedral

3 grupos en C del Centro: forma (gm) ─ trigonal planar

4 grupos en O de la derecha, 2 pares solitarios: forma (gm) ─ angular


C 2 x 4 e− = 8H 4 x 1 e−= 4O 2 x 6 e−=12

24 e−Carga formal:C 4–0–3 = +1O 6−6−1 = −1

C C O

#valencia no enlazanteCF e e enlaces

1/21/2015

24


Geometría de Metanol


angular

Tetraedral


Geometría de Glicina


Cuatro átomos internos

Glicina angularTetraedral

pirámidetrigonal

1/21/2015

25


3 grupos electrónicos en BB tiene: 3 grupos enlazantes0 pares solitarios

4 grupos electrónicos en O

O tiene:2 grupos enlazantes2 pares solitarios

Práctica – Prediga las geometríasmoleculares en H3BO3

49

B = 3e─

O3 = 3(6e─) = 18e─

H3 = 3(1e─) = 3e─

Total = 24e─

Forma en B = trigonal planar

B menos electronegativoB átomo central

oxiácido, H pegado a O

Forma en O = tetraedral angular



Problemas con la Teoría de Lewis• NO hace buenas predicciones de: las tendencias en las propiedades

e.g. fortaleza y largo de enlace

ángulos de enlaces

Estructuras resonantes

comportamiento magnético de las moléculase.g. O2 es paramagnético, pero estructura de Lewis

predice que es diamagnético.


1/21/2015

26


Teoría de Enlaces de Valencia• Se basa en principios de mecánica cuánticaLinus Pauling

La interacción de orbitales depende del alineamiento en el eje entre los núcleos o fuera del eje.

Los enlaces son el resultado de la interacción de orbitales atómicos (AO) para formar orbitales moleculares (MO). Son regiones de alta probabilidad de encontrar e─’s

compartidos en la molécula.

Son mas estables que los AO por los pares de e─ ’s compartidos por dos átomos

La energía potencial disminuye con el par de e─ ’s apareados comparado con un e─ en un AO.



Diagrama de Orbitales para la formaciónde H2S

52

+

↑

H

1s

↑

H

1sS↑ ↑ ↑↓↑↓

3s 3p

↑↓ Enlace H─S


orbitales p llenos

orbitales s llenos

Enlaces formadosPredice ángulo de enlace = 90°Ángulo Actual = 92°

↑↓ EnlaceH─S

1/21/2015

27


Orbitales atómicos de C no predicencorrectamente los enlaces y su geometría


ObservadoPredicción teórica


Teoría de enlaces de valencia –Hibridación

• Limitación: Los AO a medio llenar no predicen el número de

enlaces o su orientaciónC = 2s22px

12py12pz

0

o Predice dos o tres enlaces con ángulo de 90° entre ellos» Realidad: 4 enlaces; ángulo de 109.5° entre ellos

• Ajustes:Hibridación de los orbitales atómicos (AO) antes

de que se produzcan los enlacesC se hibridiza mezclando los orbitales 2s y 2pLos cuatros orbitales apuntan a las esquinas de un

tetraedro.


1/21/2015

28


Hibridización• Hibridación es la mezcla de diferentes tipos de

orbitales de valencia para formar un nuevo conjunto de orbitales degenerados (con igual energía).sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2

Maximiza el número de enlacesmás enlaces = más orbitales llenos = más estabilidad

Un átomo específico puede adquirir diferentes tipos de hibridación.C = sp, sp2, sp3



Orbitales Híbridos (HO)

• El # de AOcombinados = # de HOformados[1]2s + [1]2p = [2]2sp

H - No se puede hibridizar

• El # y tipo de AOcombinados determinan la forma y la geometría de HOformados.

• En una molécula se favorece el tipo hibridaciónque produce la E neta menor.


1/21/2015

29



Un orbital s y tres p se combinan para formar cuatro orbitales sp3

Formación de orbitales híbridos sp3

hibridación

Orbitales atómicosno-híbridos


Orbitales híbirdos sp3

(separados)Orbitales híbirdos sp3

(separados)


(unidos)Orbitales híbirdos sp3

(unidos)

1/21/2015

30


sp3

59

Geometría tetraedral


Diagrama de orbitales para hibridaciónsp3 para carbono

60

Atómico –No-híbrido

2s 2p

sp3

2sp3


Hibridación

1/21/2015

31


Diagrama de Energía para los orbitales híbridos sp3 de C


Hibridación

Orbitales atómicosEstándard para C

Cuatro Orbitales sp3 híbridospara C

Energía


Práctica – Dibuje el diagrama de orbitales para la hibridación sp3 para cada átomo.

62

3s 3p

Cl

2s 2p

O

3sp3

2sp3


Átomo No-híbrido Átomo con hibridación sp3

1/21/2015

32


Tipos de Hibridación para carbono: sp, sp2 & sp3

63

Atómico –No-híbrido

2s 2p

sp

2sp

sp2

2p

sp3

2p

2sp2

2sp3


Hibridación


Formación de Metano (CH4)con C sp3


Enlaces de acuerdo a la Teoría de Enlaces de Valencia

Formación de Amoníacocon N sp3

Tipos de Enlaces

Los enlaces se producen cuando

los AO híbridos interaccionan o “solapan”.

1/21/2015

33


Orbitales py o pz

a medio llenar

Orbital px

a medio llenar

Orbitales py o pz

a medio llenar

Orbital px

a medio llenar

enlace

enlace

Enlace sigma () ─ alineados en el eje interatómico entre núcleos.

Enlace pi () ─ Están paralelos entre sí y perpendicular al eje interatómico Orbitales p paralelos no hibridizados

Enlaces son más fuertes que los

Tipos de Enlaces


Hibridación sp3

• Átomos con cuatro grupos de e─’s

alrededorGeometría tetraedral

Ángulos de 109.5° entre los orbitales híbridos

Utilizan los orbitales híbridos para formar enlaces y para los pares solitarios.


1/21/2015

34


Diagrama de orbitales de CH3NH2

67

sp3 C sp3 N

1s H

1s H 1s H 1s H 1s H

H C

H

H

N H

H

··



Un orbital s y dos p se combinan para formar tres orbitales sp2

Formación de orbitales híbridos sp2

hibridación




(separados)Orbitales híbirdos sp2

(separados)


(unidos)Orbitales híbirdos sp2

(unidos)

1/21/2015

35


Diagrama de energíade orbitales híbridos sp2 de C


Hibridación


Energía

Tres orbitales sp2 híbridos


sp2• Átomos con tres grupos de electrones alrededorSistema trigonal planar

C = trigonal planar O = trigonal angular

Águlos de enlaces de 120°plano

• Los átomos usan:orbitales híbridos para:enlaces pares solitarios,

orbitales p no-híbridos para: enlaces


www.chemistryland.com/.../Formaldehyde.jpg

C

1/21/2015

36



Estructura Roberts de Formaldehido, CH2O

C O


Diagrama de orbitales de Formaldehido, CH2O

72

sp2 C

sp2 O

1s H

1s H

p C p O



Estructura Roberts

1/21/2015

37


Diagrama de orbitales paraátomos con hibridación sp2

73

2s 2p

2sp2

2p

C3 1

2s 2p

2sp2

2p

N2 1


Átomo No-hibridizado Átomo con hibridación sp2


Práctica – Dibuje el diagrama de orbitales para la hibridación sp2 de cada átomo. ¿Cuántos enlaces

y se espera de cada forma?

74

2s 2p

3 0

2s 2p

1 1

2sp2

2p

2sp2

2p


Átomo No-hibridizado Átomo con hibridación sp2B

O

1/21/2015

38


sp• Átomos con dos grupos de electronesForma lineal

Ángulo de enlace de 180°

• Los átomos usan: orbitales híbridos paraenlaces pares solitarios,

orbitales p no-hibridizadosenlaces

75



Un orbital s y uno p se combinan para formar dos orbitales sp

Formación de orbitales híbridos sp

hibridación



Orbitales híbirdos sp(separados)

Orbitales híbirdos sp(separados)

Orbitales híbirdos sp(unidos)

Orbitales híbirdos sp(unidos)

1/21/2015

39


Hibridación


Dos Orbitales sp híbridos

Energía

www.chemistryland.com/.../Covalent.html

Diagrama de Energíade Orbitales híbridos sp de C



C

1/21/2015

40


Diagrama de orbitales para HCN

79

sp C

sp N

1s H

p C p N2




1/21/2015

41




Estructura Lewis Modelo de enlaces de valencia

Estructura Roberts

1/21/2015

42


Diagrama de orbitales híbridos sp

83

2s 2p

2sp

2p

C22

2s 2p

2sp

2p

N12


Átomo No-hibridizado Átomo con hibridación sp


sp3d• Átomos con cinco grupos de

electrones a su alrededorGeometría trigonal bipiramidal“Sube y baja”, Forma de T, Lineal

Ángulo de enlaces de 120° & 90°

• Usa orbitales d vacíos de la capa de valencia.pueden formar enlaces


1/21/2015

43


Diagrama de energía de orbitales sp3d



Hibridación

Orbitales atómicosEstándard

Cinco orbitales sp3dhíbridos

Cinco orbitales sp3dhíbridos

Energía

orbitales sp3dhíbridos unidosorbitales sp3d

híbridos unidos

Orbitales d no-híbridosOrbitales d no-híbridos


Diagrama de orbitales híbridos sp3d

86

3s 3p

3sp3d

S

3s 3p

3sp3d

P

3d

3d

(no se muestran los 4 orbitales d no-hibridizados)


Átomo No-hibridizado Átomo con hibridización sp3d

1/21/2015

44


Diagrama de orbitales para SOF4

87

sp3d S

sp2 O

2p F

d S p O

2p F

2p F

2p F



sp3d2

• Átomos con seis grupos de electrones a su alrededorGeometría electrónica octaedralPirámide cuadrada,

Cuadrado Plano

Ángulos de enlace de 90°

• Usa los orbitales d vacíos de la capa de valencia para forma un híbridose pueden usar para formar enlaces


1/21/2015

45


Diagrama de energía de orbitales sp3d2

89

Hibridación

Orbitales atómicosEstándard

Seis orbitales sp3d híbridosSeis orbitales sp3d híbridosEnergía

orbitales sp3dhíbridos unidosorbitales sp3d

híbridos unidos

Orbitales d no-híbridosOrbitales d no-híbridos


Diagrama de orbitales para átomoscon hibridación sp3d2

90

S

3s 3p 3sp3d2

↑↓

3d

↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑

I

5s 5p

↑↓

5d

↑↓ ↑↓ ↑

5sp3d2

↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑

(no se muestran los 3 orbitales d no-hibridizados)


Átomo No-hibridizado Átomo con hibridación sp3d2

1/21/2015

46



RESUMEN

1/21/2015

47


# de grupos geometría # de Notación Geometría ángulo de ejemplo Modelo Molecular Hibridaciónde electrónica PS VSEPR molecular enlace ideal

Electrones

sp

sp2

sp2

sp3

sp3

sp3


no polar

polar

no polar

polar

no polar

polar

<

<

<

Lineal

TrigonalPlanar

TrigonalPlanar

Tetraedral

Tetraedral

Tetraedral


# de pares geometría # de Notación Geometría ángulo de ejemplo Modelo Molecular Hibridaciónde electrónica PS VSEPR molecular enlace idealelectrones

sp3d

sp3d

sp3d

sp3d


no polar

polar

polar

no polar

<

< ( )ax ec

ax ec


Electrones

Trigonalbipiramidal

Trigonalbipiramidal

Trigonalbipiramidal

TrigonalBipiramidal

1/21/2015

48


sp3d2

sp3d2

sp3d2


no polar

polar

no polar

<

ec


Electrones

Octaedral

Octaedral

Octaedral


Predicir Esquemas de Hibridación y de enlaces

1. Dibujar la estructura Lewis

2. Usar VSEPR para predecir la ge alrededor de cada átomo central

3. Usar Tabla 10.3 para seleccionar hibridación relacionada con ge.

4. Haga un esquemático de los AO e híbridos en la molécula, mostrando el solape.

5. Identifique los enlaces o


1/21/2015

49


Ejemplo 10.7: Prediga la hibridación y el esquema de enlaces de CH3CHO

97

Dibuje la estructura de Lewis

Prediga la ge alrededor de los átomos internos

C1 = 4 grupos de electrones

C1= tetraedral

C2 = 3 grupos de electrones

C2 = trigonal planar



Determine la hibridación de los átomos internos

C(1) = tetraedral

C(1) = sp3

C(2) = trigonal planar

C(2) = sp2

Dibuje la molécula y sus orbitales


Ejemplo 10.7: Prediga la hibridación y el esquema de enlaces de CH3CHO

1/21/2015

50


Identifique los enlaces


• Ejemplo 10.7: Prediga la hibridación y el esquema de enlaces (Roberts) de CH3CHO


Práctica – Prediga la hibridación de todos los átomos en H3BO3

100

H = no se puede hibridizarB = 3 grupos de electrones= sp2

O = 4 grupos de electrones = sp3


1/21/2015

51


Práctica – Prediga la hibridación y esquema de enlace (Roberts) para todos los átomos en NClO

101

N = 3 grupos de electrones= sp2

O = 3 grupos de electrones = sp2

Cl = 4 grupos de electrones = sp3

••O N Cl •

•••

••••••

Cl

O NNsp2─Clsp3

Cl

O N

Osp2─Nsp2

Op─Np

↑↓

↑↓↑↓

↑↓

↑↓

↑↓



Rotación de Enlaces

• Enlaces Sus orbitales se localizan en el eje internuclear

No se rompen cuando hay rotación.

• Enlaces Sus orbitales interactúan por encima y por debajo

del eje internuclear,

Se rompen cuando hay rotación alrededor del eje.


1/21/2015

52


Rotación(esquema de enlace = estructura Roberts)


Rotación librealrededor de un enlace sencillo(sigma)

RotaciónrestringidaPor el enlace doble(sigma + pi)

1,2 dicloroetano 1,2 dicloroeteno


Rotaciónlibre


cis-1,2 dicloroeteno trans-1,2 dicloroeteno

1/21/2015

53


Orbitales Moleculares


Problemas de la Teoría de Enlaces de Valencia

• Predice más propiedades de enlaces que lateoría de Lewis:Esquemas

fuerza

• Problemas:No predice comportamiento magnético de O2

No considera la delocalización de e−

asume que están localizados en orbitales atómicos


largo

rigidez

1/21/2015

54


Teoría de Orbitales Moleculares (MO)• Orbitales moleculares, (MO)Se calculan aplicando la función de onda de

Schrödinger, Ψ.

La solución de la ecuación es un estimado.

Se minimiza la energía para estimar la mejor solución.

• DelocalizaciónLos e−s le pertenecen a toda la molécula

Los orbitales pertenecen a toda la molécula



LCAO• Combinación lineal de orbitales atómicos,

(LCAO) = suma de orbitales atómicos (AO) queresultan en orbitales molecularesSuma promediada por peso

• Siendo los orbitales funciones de onda éstos se pueden combinar en forma: constructiva


destructiva

1/21/2015

55


Orbitales Moleculares (MO)• Comibinación constructiva ≡ MO Enlazante.EnergíaMO < EnergíaAO., Mayoría de densidad electrónica () está entre los núcleos.Los e─ ‘s se estabilizan

• Combinación destructiva ≡ MO Anti-enlazante. EnergíaMO > EnergíaAO.*, *Mayoría de densidad electrónica, está fuera de los núcleosLos e─ ‘s se desestabilizan y cancelan estabilidad de los

enlazantes.Nodos entre núcleos



Interacción de orbitales 1s


Interferencia

Destructiva

Interferencia

Contructiva

OrbitalMolecular

anti enlazante

OrbitalMolecularenlazante

1s +1s

1s −1s1s

1s

Nodo

1/21/2015

56


Comparación de Energías de Orbitales Atómicos y Moleculares


Orbital enalzante

Orbital anti-enalzante

Energía

Energía

Nodo


Propiedades de MO•

Considera solo los e- valencia

Puede ser una fracción

BO # alto ↔ enlaces mas fuertes y cortos

BO = 0, enlace inestable y no se forma el enlace

• Una sustancia será: paramagnética si tiene e─ sin parear en los MO

Diamagnética si todos los e─ están pareados en los MO


- -#de e enlazantes - #de e anti-enlazantes2Orden de enlace BO

Propiedades Magnéticas

1/21/2015

57


1s 1s

*

AO de H

Hidrógeno molecular, H2

Como hay mas e- en orbitales enlazantes que en anti-enlazantes, ocurre interacción enlazante neta.


AO de HMO de H2

BO = ½(2-0) = 1


* Antibonding MOLUMO bonding MO

HOMO


Enlace en MO enlazante

“Highest Occupied Molecular Orbital”

Enlace en MO anti-enlazanteLUMO

“Lowest Unoccupied Molecular Orbital”

H2

1/21/2015

58


1s 1s

*

AO de He AO de He

“Di-helio”, He2

Como hay la misma cantidad de e- en orbitales antienlazantes como enlazantes,

NO hay interacción neta de enlace

BO = ½(2-2) = 0


MO de He2


1s 1s

AOLitio

“Di-litio”, Li2

Hay mas e- en MO enlazantesque anti-enlazantes, hay

interacción enlazante neta

2s 2s

Solo debe considerarelectrones de valencia

BO = ½(4-2) = 1


AOLitio

MO

1/21/2015

59


Enlace en MO anti-enlazanteLUMO

Li2


Enlace en MO enlazante


Interación de orbitales p para enlaces


Orbitales atómicos

Orbitales moleculares

Enlazante

Anti-enlazante

1/21/2015

60


Interación de orbitales p para enlaces

Enlazante

Anti-enlazante


OrbitalesatómicosOrbitales

atómicos

Anti-enlazante


Enlazante


Orbitalesatómicos

Orbitalesatómicos

Orbitalesatómicos

Orbitalesatómicos

Orbitalesmoleculares


B2, C2, N2 O2, F2, Ne2

Energía

1/21/2015

61


Orbitalesatómicos

Orbitalesatómicos

Orbitalesatómicos

Orbitalesatómicos



Energía

B2, C2, N2 O2, F2, Ne2


O2

• Dioxígeno es paramagnéticoTiene e- sin parearNo se puede predecir por la Teoría de Lewis o por la de

Enlaces de Valencia.


1/21/2015

62


O2 según Lewis y Teoría de VBsin hibridación


Par solitarioen orbitales py


AO de Oxígeno

2s 2s

2p 2p

Hay más e- en orbitalesenlazantes que anti

enlazantes, por lo tantohay interacción enlazante

neta

Debido a que hay e- sin parear en los orbitales

antienlazantes, se prediceque O2 es paramagnético

MO O2

BO = ½(8 e – 4 ae)BO = 2

Teoría de MO


AO de Oxígeno

1/21/2015

63


Ejemplo 10.10: Dibuje el diagrama de MO del ión de N2─ y

prediga el orden de enlace y propiedades magnéticas

125

Escriba el diagramade MO para N2

─

usando N2 comobase

Cuente el número de e- de valencia y asígnelos a los MOs siguiendo el principio de aufbau y de Pauli & la regla de Hund

↑↓ 2s

2s

2p

2p

2p

2p

↑↓

↑ ↑↓ ↓

↑↓

↑


2s 2s

2p 2p

↑↓↑↓

↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑

AON AON

Electrón del ión negativo

N tiene 5 e- de valencia:2 N = 10e−

(−) = 1e−

total = 11e−

↑


N tiene 5 e- de valencia:2 N = 10e−

(−) = 1e−

total = 11e−

Ejemplo 10.10: Dibuje el diagrama de MO del ión de N2─ y

prediga el orden de enlace y propiedades magnéticas

126

Escriba el diagramade MO para N2

─

usando N2 comobase

Cuente el número de e- de valencia y asígnelos a los MOs siguiendo el principio de aufbau y de Pauli & la regla de Hund

↑↓ 2s

2s

2p

2p

2p

2p

↑↓

↑ ↑↓ ↓

↑↓

↑


Calcule el BO: BO =(een – eantien)/2

Determine si el iónes para- o diamagnético

BO (N2−) = ½(8 e – 3 ae)BO = 2.5

Como hay e- sin parear, el ión esparamagnético

BO(N2) = ½(8 e – 2 ae)BO = 3

BO (N2−) < BO(N2)

el enlace es más débil

1/21/2015

64


BO = ½(5 e – 2 a-e)BO = 1.5

Electrón si parear entonceses paramagnético

↑

↑

↓

↓

↓

↑ ↑

2s

2s

2p

2p

2p

2pC 4 e- de valencia

2 C = 8e−

(+) = −1e−

total = 7e−


Práctica – Dibuje el diagrama MO de C2+ y prediga el

orden de enlace y sus propiedades magnéticas


Moléculas e Iones Diatómicos Heteronucleares• AO idénticos con igual energía, la contribución de cada

AO al MO es igual. (homonuclear)

• AO diferentes y con energía diferente, el AO que tengala energía más parecida al MO será el que contribuyamas. (heteronuclear)

• Mientras más electronegativo sea el átomo, sus AOtendrán menor energía

• AO con menor energía contribuyen más a los MO enlazantes

• AO con mayor energía contribuyen más a los MO anti enlazantes

• Los MO no enlazantes se mantienen localizados en el átomo que dona los AO


1/21/2015

65


NO

129

Radical libre

2s MO enlazantemuestra más densidadelectrónica cerca de O porque es mayormenteproducto de los AO 2s

del Oxígeno.

BO = ½(6 e – 1 ae)BO = 2.5


Orbitalesatómicos

Orbitalesatómicos


Átomo de N Átomo de OMolécula de NO

Energía


NO

130

Radical libre

2s MO enlazantemuestra más densidadelectrónica cerca de O porque es mayormenteproducto de los AO 2s

de O.

BO = ½(6 e – 1 ae)BO = 2.5


Orbitalesatómicos

Orbitalesatómicos


Átomo de N Átomo de OMolécula de NO

Energía

1/21/2015

66


HF


Orbitalesatómicos


Orbitalesatómicos

Átomo de H Átomo de FMolécula de HF

Orbitalesno-enlazantes

Energía


Moléculas Poliatómicas

• Los AO’s de muchos átomos se combinan para hacer un conjunto de MO’s, que están delocalizados por toda la molécula.

• Las predicciones que se obtienen concuerdan mejor con la molécula real que los de Lewis y la teoría de valencia


1/21/2015

67


Teoría de valencia

Ozono, O3


Estructura Lewis Modelo de Enlaces de Valencia

Teoría de MO: Orbital de O3

delocalizado

Documents

Enlaces Químicos II - Universidad de Puerto Rico Humacao Web_General/10... · La tabla 10.1 en el texto resume varias posibilidades de geometrías moleculares relacionadas a las