Enlaces químicos II: Geometría molecular e hibridación de orbitales atómicos

1. Enlaces químicos II:Geometría molecular e hibridación de orbitales atómicos

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 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? 3 H – 1s1 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 • Al mezclar al menos 2 orbitales diferentes se forman los orbitales híbridos, los cuales tienen una forma distinta a los originales. • El número de orbitales híbridos es igual al número de orbítales puros usados en la hibridación. • Los enlaces covalentes están formados por: • La superposición de orbitales híbridos con orbitales atómicos. • 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 Cl       1s 2s 2p 3s 3p Para poder formar los enlaces el Be “debe promover” un e- del 2s al 2p      1s 2s 2p 1s 2s 2p Los electrones 2s y 2p no tienen la misma energía, ¿cómo forman entonces dos enlace iguales con Cl?       1s 2s 2p 1s 2sp 2p Se han creado 2 orbitales híbridos nuevos (sp) mezclando dos o más orbitales atómicos

5. Formción de los orbitales híbridos sp Los orbitales híbridos sp son equivalentes en tamaño y energía, y apuntan en direcciones opuestas (180º) Ejemplo: BeCl2 Be: 1s2 2s2 2p0 Be: 1s2 2s1 2p1

6. Formción de los orbitales híbridos sp2 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)

7. Formción de los orbitales híbridos sp3 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)

8. Otras hibridaciones posibles para el carbono

10. Formción de los orbitales híbridos sp3d y sp3d2 (od2sp3)

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=130º>120º

12. ¿Como predecir la hibridación del átomo central? • Escriba la estructura de Lewis de la molécula. • Cuente el número de pares de electrones libres y el de átomos unidos al átomo central. # de pares de electrones libres + # átomos unidos Hibridación Ejemplos 2 sp BeCl2 3 sp2 BF3 4 sp3 CH4, NH3, H2O 5 sp3d PCl5 6 sp3d2 SF6

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