enlaces químicos ii: geometría molecular e hibridación de orbitales atómicos
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Enlaces químicos II: Geometría molecular e hibridación de orbitales atómicos. TEORÍA DE ENLACE–VALENCIA Y GEOMETRÍA. Teoría del enlace valencia: los enlaces se forman compartiendo electrones mediante la superposición de orbitales átomicos con un electrón cada uno. - PowerPoint PPT PresentationTRANSCRIPT
Enlaces químicos II:Geometría molecular e hibridación de orbitales
atómicos
TEORÍA DE ENLACE–VALENCIA Y GEOMETRÍA.
Teoría del enlace valencia: los enlaces se forman compartiendo electrones mediante la superposición de orbitales átomicos con un electrón cada uno.
La teoría del enlace valencia y el NH3
N – 1s22s22p3
3 H – 1s1
Si los enlaces se forman a partir de un traslape de 3 orbitales 2p del nitrógeno con un orbital 1s en cada átomo de hidrógeno, ¿cuál sería la geometría de la molécula del NH3?
Con 3 orbitales 2p el ángulo sería de 90 0
El ángulo de enlace real del H-N-H es 107.3 0
Hibridación – Mezcla de 2 o más orbitales atómicos para formar nuevos orbitales híbridos
1. Al mezclar al menos 2 orbitales diferentes se forman los orbitales híbridos, los cuales tienen una forma distinta a los originales.
2. El número de orbitales híbridos es igual al número de orbítales puros usados en la hibridación.
3. Los enlaces covalentes están formados por:
a. La superposición de orbitales híbridos con orbitales atómicos.
b. La superposición de orbitales híbridos con orbitales híbridos.
Sea la molécula de BeCl2. La estructura de Lewis corresponde a:
Cl — Be — Cl
Según la TRPEV la geometría debe ser lineal. ¿qué orbitales del Be se traslapan con los del Cl para formar los enlaces Be — Cl?
Diagrama orbital: Be
1s 2s 2pCl
3s 3p
Para poder formar los enlaces el Be “debe promover” un e- del 2s al 2p
Los electrones 2s y 2p no tienen la misma energía, ¿cómo forman entonces dos enlace iguales con Cl?
Se han creado 2 orbitales híbridos nuevos (sp) mezclando dos o más orbitales atómicos
1s 2s 2p
1s 2s 2p
1s 2s 2p
1s 2sp 2p
Formción de los orbitales híbridos sp
Los orbitales híbridos sp son equivalentes en tamaño y energía, y apuntan en direcciones opuestas (180º)
Be: 1s2 2s2 2p0
Be: 1s2 2s1 2p1
Ejemplo: BeCl2
Ejemplo: La molécula de trihidruro de boro, BH3.
B: 1s2 2s2 sp1 (configuración electrónica fundamental)
B: 1s2 (2sp2) 1(2sp2) 1 (2sp2) 1 2pz 0 (configuración
electrónica híbrida)
Formción de los orbitales híbridos sp2
Ejemplo: La molécula de metano.
C: 1s2 2s2 2p2 (configuración electrónica fundamental)
C: 1s2 (2sp3) 1(2sp3) 1 (2sp3) 1 (2sp3) 1 (configuración electrónica híbrida)
Formción de los orbitales híbridos sp3
Otras hibridaciones posibles para el carbono
Formción de los orbitales híbridos sp3d y sp3d2 (o d2sp3)
Angulos de enlace y Geometría
Influencia de pares de electrones no enlazantes:
Influencia de átomos de distinta electronegatividad:
Influencia de los enlaces múltiples:
Cloruro de nitriloN-O parcialmente dobleángulo ONO = 130 º> 120º
# de pares de electrones libres
+# átomos unidos Hibridación Ejemplos
2
3
4
5
6
sp
sp2
sp3
sp3d
sp3d2
BeCl2
BF3
CH4, NH3, H2O
PCl5
SF6
1. Escriba la estructura de Lewis de la molécula.
2. Cuente el número de pares de electrones libres y el de átomos unidos al átomo central.
¿Como predecir la hibridación del átomo central?
El formaldehido, CH2O
Resolver agua, amoníaco (NH3), benceno (C6H6, todos los enlaces C-C y C-H son idénticos, y los ángulos CCC son 120 ) ácido nítrico (HNO3), ácido sulfúrico (H2SO4), dando geometrías y orbitales que participan en la formación de los enlaces.
Ión tetracloroyodato
Hexafluoruro de azufre
Pentafluoruro de cloro
Tetrafluoruro de xenon
Tetrafluoruro de azufre Trifluoruro de cloro