Capítulo 11.1-ENLACE QUÍMICO II. ASPECTOS ADICIONALES.pdf
- 1. QUÍMICA GENERAL I Enlace Químico II. Conceptos básicos Ing. Quim. Javier Rodriguez Yañez
- 2. 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
- 3. 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.
- 4. 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 2p Cl 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
- 5. Formación 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
- 6. 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
- 7. 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
- 8. Otras hibridaciones posibles para el carbono
- 10. Formción de los orbitales híbridos sp3d y sp3d2 (o d2sp3)
- 11. 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 nitrilo N-O parcialmente doble ángulo ONO = 130 º> 120º
- 12. # 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?
- 13. 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.
- 14. Ión tetracloroyodato Hexafluoruro de azufre Pentafluoruro de cloro Tetrafluoruro de xenon Tetrafluoruro de azufre Trifluoruro de cloro
- 15. ORBITALES MOLECULARES Teoría de orbitales moleculares– los enlaces se forman a partir de la interacción de orbitales átomícos para formar orbitales moleculares. O O Debería ser diamagnético Experimentalmente se observa que el O2 es paramagnético. El comportamiento paramagnético se atribuye a la presencia de electrones desapareados en el diagrama de energía. No se observan electrones desapareados
- 16. Niveles de energía de enlace y de antienlace en el orbital molecular del hidrógeno (H2). Un orbital molecular enlazante tiene menos energía y mayor estabilidad que los orbitales átomicos que lo formaron. Un orbital molecular antienlazante tiene más energía y menor estabilidad que los orbitales átomicos que lo formaron.
- 18. Orbital antienlazante lleno anula el efecto del enlazante lleno
- 21. 1. El número de orbitales moleculares (OMs) siempre es igual al número de orbitales atómicos combinados. 2. Entre más estable es el enlace OM, menos estable es el antienlace correspondiente. 3. Los OMs se llenan de acuerdo con su nivel de energía. 4. Cada OM puede tener hasta dos electrones. 5. Se utiliza la regla de Hund cuando se añaden electrones a los OMs del mismo nivel de energía. 6. El número de electrones en los OMs es igual a la suma de todos los electrones en los átomos unidos. Configuraciones de orbitales moleculares (OM)
- 22. MOLÉCULAS DIATÓMICAS HOMONUCLEARES Notar el cambio de orden en la energía de los orbitales
- 23. orden de enlace = 1 2 Número de electrones en enlaces OM Número de electrones en antienlaces OM ( - ) ½ 1 0 ½
- 24. Moléculas diatómicas heteronucleares: el monóxido de carbono, CO.
- 25. Los orbitales moleculares deslocalizados no están confinados entre dos átomos enlazados adyacentes, sino que en realidad están dispersos sobre tres o más átomos. La molécula de benceno es plana, todos los enlaces C-C son equivalentes y todos los ángulos de enlace son 120 o Estructura de enlaces localizados Orbitales delocalizados
- 27. Estudiar los diagramas de energía de las siguientes especies diatómicas, indicando configuración electrónica, orden de enlace, distancias relativas de enlace, propiedades magnéticas. C2, C2 -, C2 + O2, O2 -, O2 2-, O2 + N2, N2 -, N2 +
- 28. EL ENLACE METÁLICO El enlace metálico es un caso extremo de enlace delocalizado. Debido a su baja electronegatividad los metales no forman enlace por compartición de pares de electrones entre un par de átomos, sino que la compartición ocurre entre muchos átomos, dando lugar a lo que se conoce como enlace metálico. La teoría de bandas permite entender el enlace y las propiedades de los metales Muchos sólidos (metales, sólidos iónicos y covalentes) pueden considerarse como una gran molécula en la que todos sus átomos se encuentran unidos por fuerzas de enlace químico. La Teoría de Bandas es la extensión de la teoría de orbitales moleculares al caso de los sólidos
- 29. La conductividad eléctrica es una consecuencia de la estructura electrónica de los metales Los niveles vacíos corresponden a orbitales próximos en energía y débilmente atraídos por los núcleos. Los electrones de los metales se comportan como electrones libres que pueden responder a un campo eléctrico. Nivel de Fermi