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geometría molecular
- 1. Enlaces químicos II: Geometría molecular e hibridación de orbitales atómicos Capítulo 10 Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display.
- 2. Modelo de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV): Predicción de la geometría de las moléculas mediante la repulsión electroestática de pares de electrones compartidos y libres. AB2 2 0 Clase # de átomos unidos al átomo central # de pares libres en el átomo central Arreglo de los pares de electrones Geometría molecular 10.1 lineal lineal B B
- 3. Cl Cl Be 2 átomos enlazados al átomo central 0 pares de electrones libres en el átomo central 10.1
- 4. AB2 2 0 lineal lineal Clase # de átomos unidos al átomo central # de pares electrones libres en el átomo central Geometría molecular RPECV AB3 3 0 triangular plana triangular plana 10.1 Arreglo de los pares de electrones
- 5. 10.1
- 6. AB2 2 0 lineal lineal Clase # de átomos unidos al átomo central # de pares de electrones libres en el átomo central Geometría molecular RPECV AB3 3 0 triangularplana triangularplana 10.1 AB4 4 0 tetrahédrica tetrahédrica Arreglo de los pares de electrones
- 7. 10.1
- 8. AB2 2 0 lineal lineal Clase # de átomos unidos al átomo central # de electrones libres en el átomo central Arreglo de los pares de electrones Geometría molecular RPECV AB3 3 0 triangular plana triangular plana 10.1 AB4 4 0 tetrahédrico tetrahédrico AB5 5 0 triangular bipiramidal triangular bipiramidal
- 9. 10.1
- 10. AB2 2 0 lineal lineal Clase # de átomos pegados al átomo central # de pares libres en el átomo central Arreglo de los pares de electrones Geometría molecular RPECV AB3 3 0 triangular plano triangular plano 10.1 AB4 4 0 tetrahédrico tetrahédrico AB5 5 0 triangular bipiramidal triangular bipiramidal AB6 6 0 octahédrico octahédrico
- 11. 10.1
- 12. 10.1
- 13. pares compartidos vs. pares compartidos pares libres vs. pares libres pares libres vs. pares compartidos > > Comparación de la repulsión entre pares de electrones
- 14. Clase # de átomos pegados al átomo central # de pares libres en el átomo central Arreglo de los pares de electrones Geometría molecular RPECV AB3 3 0 triangular plana triangularplana AB2E 2 1 triangular plana doblada 10.1
- 15. Clase # de átomos pegados al átomo central # de pares libres en el átomo central Arreglo de los pares de electrones Geometría molecular RPECV AB3E 3 1 AB4 4 0 tetrahédrica tetrahédrica tetrahédrica triangular piramidal 10.1
- 16. Clase # de átomos pegados al átomo central # de pares libres en el átomo central Arreglo de los pares de electrones Geometría molecular RPECV AB4 4 0 tetrahédrico tetrahédrico 10.1 AB3E 3 1 tetrahédrico triangular piramidal AB2E2 2 2 tetrahédrico doblada H O H
- 17. Clase # de átomos pegados al átomo central # de pares libres en el átomo central Arreglo de los pares de electrones Geometría molecular RPECV 10.1 AB5 5 0 triangular bipiramidal triangular bipiramidal AB4E 4 1 triangular bipiramidal tetrahedro deformado
- 18. Clase # de átomos pegados al átomo central # de pares libres en el átomo central Arreglo de los pares de electrones Geometría molecular VSEPR 10.1 AB5 5 0 triangular bipiramidal triangular bipiramidal AB4E 4 1 triangular bipiramidal tetrahedro deformado AB3E2 3 2 triangular bipiramidal Forma de T Cl F F F
- 19. Clase # de átomos pegados al átomo central # de pares libres en el átomo central Arreglo de los pares de electrones Geometría molecular VSEPR 10.1 AB5 5 0 triangular bipiramidal triangular bipiramidal AB4E 4 1 triangular bipiramidal tetrahedro deformado AB3E2 3 2 triangular bipiramidal en forma de T AB2E3 2 3 triangular bipiramidal lineal I I I
- 20. Clase # de átomos pegados al átomo central # de pares libres en el átomo central Arreglo de los pares de electrones Geometría molecular VSEPR 10.1 AB6 6 0 octahédrico octahédrico AB5E 5 1 octahédrico piramidal cuadrada Br F F F F F
- 21. Clase # de átomos pegados al átomo central # de pares libres en el átomo central Arreglo de los pares de electrones Geometría molecular VSEPR 10.1 AB6 6 0 octahédrico octahédrico AB5E 5 1 octahédrico piramidal cauadrada AB4E2 4 2 octahédrico cuadrada plana Xe F F F F
- 22. 10.1
- 23. Predicción de la geometría molecular 1. Escribir la estructura de Lewis para una molécula. 2. Contar el número de pares de electrones en el átomo central y el numero de átomos unidos al átomo central. 3. Usar el RPECV para predecir la geometría de la molécula. ¿Cual es la geometría molecular del SO2 y del SF4? O S O AB2E ligado S F F F F AB4E tetrahedro deformado 10.1
- 24. Momentos dipolares y moleculas polares 10.2 H F Región de alta densidad electrónica Región de baja densidad electrónica d+ d- m = Q x r Q es la carga r es la distancia entre dos cargas 1 D = 3.36 x 10-30 C m
- 25. 10.2
- 26. 10.2 ¿Cuáles de las siguientes moléculas tienen un momento dipolar? H2O, CO2, SO2, y CH4 O momento dipolar (molécula polar) S O C O momento no dipolar (molécula no polar) momento dipolar (molécula polar) C H H H H momento no dipolar (molécula no polar)
- 27. ¿Tiene el BF3 un momento dipolar? 10.2
- 28. ¿Tiene CH2Cl2 un momento dipolar? 10.2
- 29. 10.2
- 30. Energía de enlace Longitud de enlace H2 F2 436.4 kJ/mol 150.6 kJ/mol 74 pm 142 pm Teoría del enlace valencia: los enlaces se forman compartiendo electrones mediante traslapes de orbitales átomicos. Traslape de 2 1s 2 2p ¿Cómo explica la teoria de Lewis los enlaces en H2 y F2? Compartiendo dos electrones entre dos átomos. 10.3
- 31. 10.3 Cambio en la energía potencial de dos átomos de hidrógeno en función de la distancia que los separa
- 32. Variación en la densidad electrónica de dos átomos de hidrógeno mientras se aproximan uno al otro. 10.3
- 33. 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 900 El ángulo de enlace del H-N-H es 107.30 10.4
- 34. 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. 10.4
- 35. 10.4 Formación de orbitales híbridos sp3
- 36. 10.4
- 37. 10.4 Predicción del ángulo de enalce
- 38. Formación de orbitales híbridos sp 10.4
- 39. Formación de orbitales híbridos sp2 10.4
- 40. # 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 ¿Como predecir la hibridación del átomo central? 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. 10.4
- 41. 10.4
- 42. 10.5
- 43. 10.5
- 44. Enlace Sigma (s) – Reparto de la densidad electrónica entre los 2 átomos Enlace Pi (p) – reparto de la densidad electrónica del enlace arriba y abajo del eje central de enlace entre los átomos. 10.5
- 45. 10.5
- 46. 10.5
- 47. 10.5
- 48. Descripción del enlace en el CH2O. C H O H C – 3 átomos unidos, 0 pares de electrones libres C – sp2 10.5
- 49. Enlaces Sigma (s) y Pi (p) Enlace simple 1 enlace sigma Enlace doble 1 enlace sigma y 1 enlace pi Enlace triple 1 enlace sigma y 2 enlaces pi ¿Cuantos enlaces s y p hay en la mólecula del ácido acético (vinagre) CH3COOH? C H H H C O O H enlaces s = 6 +1 = 7 enlaces p = 1 10.5
- 50. Teoría del orbital molecular– los enlaces se forman a partir de la interacción de orbitales átomícos para formar orbitales moleculares. O O No hay e- libres en el centro Debería ser diamagnético Experimentalmente se observa que el O2 es paramagnético 10.6
- 51. Niveles de energía de enlace y de antienlace en el orbital molecular del hidrógeno (H2). Un orbital molecular tiene menos energía y mayor estabilidad que los orbitales átomicos que lo formaron. Un antienlace molecular orbital tiene más energía y menor estabilidad que los orbitales átomicos que lo formaron. 10.6
- 52. 10.6
- 53. 10.6
- 54. Dos interacciones posibles entre dos orbitales equivalentes p
- 55. 10.6
- 56. 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. 10.7 Configuraciones de orbitales moleculares (OM)
- 57. orden de enlace = 1 2 Número de electrones en enlaces OM Número de electrones en antienlaces OM ( - ) 10.7 orden de enlace ½ 1 0 ½
- 58. 10.7
- 59. Los orbitales moleculares deslocalizados no están confinados entre dos átomos enlazados adyacentes, sino que en realidad están dispersos sobre tres o más átomos. 10.8
- 60. Densidad electrónica por encima y por debajo del plano de la molécula 10.8
- 61. 10.8