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P R O G R A M A A C A D É M I C O V I R T U A L Ciclo: ANUAL VIRTUAL UNI Semana: 12 Docente: Jhon Silva Susanibar QUÍMICA HIBRIDACIÓN Y GEOMETRÍA MOLECULAR C R E E M O S E N L A E X I G E N C I A C U R S O D E Q U Í M I C A OBJETIVOS: 1. Analizar la influencia de los enlaces químicos, en particular el enlace covalente, en la justificación de las propiedades físicas y químicas de las sustancias. 2. Realizar las estructuras moleculares más estables teniendo presente el modelo de RPECV y resonancia. HIBRIDIZACIÓN C R E E M O S E N L A E X I G E N C I A TEORÍA DEL ENLACE VALENCIA 𝑝𝑠 9𝐹 1𝑠2 2𝑠2 2𝑝5 1𝐻 1𝑠1 𝐹 . . . . . . H ✓ Cada uno de los átomos enlazados mantiene sus propios orbitales atómicos, pero el par de electrones en los orbitales traslapados es compartido por ambos átomos. ✓ Los enlaces covalentes se forman por el traslape de orbitales atómicos, cada uno de los cuales contiene un electrón de espín opuesto. C U R S O D E Q U Í M I C A … El hidrógeno y flúor tienen un orbital semilleno cada uno, que permite el enlace covalente entre ellos. Estructura de Lewis C R E E M O S E N L A E X I G E N C I A C U R S O D E Q U Í M I C A Recordarás que la estructura de Lewis para el BeH2 es 𝐻 − 𝐵𝑒 − 𝐻 4𝐵𝑒: 1𝑠2 2𝑠2 … Pero el berilio en su estado basal no tiene orbitales semillenos … Las respuesta a esto la dio Linus Pauling, en 1931, quien introdujo la idea de orbitales híbridos que se forman por HIBRIDIZACIÓN. ¿Cómo es posible que forme enlaces con los átomos de hidrógeno? C R E E M O S E N L A E X I G E N C I A HIBRIDIZACIÓN C U R S O D E Q U Í M I C A Procedimiento matemático que implica la combinación de orbitales atómicos puros. Que permiten obtener orbitales de igual forma, tamaño y energía pero de diferente orientación espacial, a los que denominaremos orbitales híbridos. 2𝑠2 2𝑝𝑥 2𝑝𝑦 2𝑝𝑧 EN ER G ÍA 𝑠𝑝 𝑠𝑝 Estado Excitado Estado Basal Orbitales Híbridos Se forman dos orbitales híbridos sp con igual contenido energético. 𝑝𝑠 + Dos orbitales Híbridos “sp”4𝐵𝑒: 1𝑠 22𝑠2 4𝐵𝑒: 1𝑠 22𝑠1 2𝑝1 4𝐵𝑒: 1𝑠 2 2𝑠𝑝1 2𝑠𝑝1 C R E E M O S E N L A E X I G E N C I A Be 𝑠𝑝 𝑠𝑝 BeH H H 𝑠 H 𝑠 … Combinando un orbital s con un orbital p se generan de 2 orbitales sp. ... Con ello ya podemos explicar los enlaces del berilio en el BeH2 C U R S O D E Q U Í M I C A … Sin embargo los orbitales híbridos "𝒔𝒑" no son los únicos. También hay otros orbitales híbridos como los 𝒔𝒑𝟐 y 𝒔𝒑𝟑 que son los más comunes que veremos. C R E E M O S E N L A E X I G E N C I A C U R S O D E Q U Í M I C A TIPOS DE HIBRIDACIÓN Dos orbitales Híbridos “𝑠𝑝” Tres orbitales Híbridos “𝑠𝑝2” 𝛼 𝛼 𝛼 = 180° 𝛼 = 120° 𝑝𝑠 + Un orbital s y un orbital p 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑐𝑎𝑝𝑎 𝑑𝑒 𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑠 + 𝑝𝑥 𝑝𝑦 Un orbital s y dos orbital p 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑐𝑎𝑝𝑎 𝑑𝑒 𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑐𝑖𝑎 ✓ Hibridación 𝒔𝒑 ✓ Hibridación 𝒔𝒑𝟐 Trigonal Lineal C R E E M O S E N L A E X I G E N C I A ✓ Hibridación 𝒔𝒑𝟑 Cuatro orbitales Híbridos “𝑠𝑝3” 𝑠 𝑝 𝑥 𝑝 𝑦 𝑧 Un orbital s y tres orbital 𝑝 de la capa de valencia + 𝛼 = 109,5° … La cantidad de orbitales atómicos (puros) es igual a la cantidad de orbitales híbridos que se generan. Tetraédrica C R E E M O S E N L A E X I G E N C I A C U R S O D E Q U Í M I C A Cantidad de enlaces sigma (𝜎) + pares no enlazantes = X 2 → 3 → 4 → sp sp2 sp3 Regla practica para determinar la hibridación, del átomo central, a partir de la estructura de Lewis. Ejemplos: Cl x x x x x x Cl xx xx x x B Cl x x x x x x C NH xx OH H xx xx C OO xxxx x x x x 𝑠𝑝3 𝑠𝑝2 𝑠𝑝 𝑠𝑝 C R E E M O S E N L A E X I G E N C I A Cl x x x x x x Cl xx xx x x Sn x x O x x x x x x O xx xx x x N O x x x x x x 1- NH H H H 1+ 𝑠𝑝2 𝑠𝑝3 𝑠𝑝2 ¿Qué hibridación tiene el oxígeno? … Más ejemplos. Rpta.: 𝑠𝑝3 GEOMETRÍA MOLECULAR C R E E M O S E N L A E X I G E N C I A C U R S O D E Q U Í M I C A GEOMETRÍA MOLECULAR (GM) Se refiere a la disposición tridimensional que adoptan los átomos entorno a átomo central de una molécula o ion poliatómico. Esto influye en sus propiedades físicas y químicas. C OO 𝑪𝑶𝟐 B ClCl Cl 𝑩𝑯𝟑 𝑪𝑯𝟒 … Para predecir la geometría molecular se utiliza el modelo de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV). C R E E M O S E N L A E X I G E N C I A … para la aplicación del modelo RPECV te tiene en cuenta dos reglas generales: I. Máxima separación entre los pares enlazantes y no enlazantes, de tal forma que la repulsión eléctrica entre ellos sea mínima. < Analicemos esto para el 𝐵𝑒𝐻2 Luego, La geometría más estable para el 𝐵𝑒𝐻2 será BeH H 𝛼 = 180° Be H H 𝛼 < 180° BeH H 𝛼 = 180° C U R S O D E Q U Í M I C A Separación entre pares electrónicos BeH H Be H H > Repulsión eléctrica (Lineal) Por fines prácticos los enlaces doble (=) y triple (≡) se consideran como un solo par enlazante. C R E E M O S E N L A E X I G E N C I A Ángulo de enlace 180° 120° 109,5° Geometría molecular para moléculas o iones con átomo central sin pares electrónicos libres Ejemplos C NH x xC OO x x x x x x x x Cl x x x x x x Cl xx xx x x B Cl x x x x x x O x x x x x x O xx xx x x S O x x x x N H H H H 1+ C H H H H C U R S O D E Q U Í M I C A Adoptado del Chang, R. y Goldsby, K. (2017). Química. Duodeciama ed. Enlace químico II (pp.414). México. McGraw Hill Interamericana Editores C R E E M O S E N L A E X I G E N C I A C U R S O D E Q U Í M I C A 90° 120° y 90° 𝑃𝐶𝑙5 𝑆𝐹6 C U R S O D E Q U Í M I C A 𝑷 Cl xx xx x x Cl xx xx x x Cl xx x x x x Cl xx x x x x Cl xx xx x x ! investigar! ¿Qué hibridación tiene el fosforo y azufre en el 𝑃𝐶𝑙5 y 𝑆𝐹6 ? C R E E M O S E N L A E X I G E N C I A C U R S O D E Q U Í M I C A 𝑝𝑎𝑟 𝑠𝑜𝑙𝑖𝑡𝑎𝑟𝑖𝑜 𝑝𝑎𝑟 𝑠𝑜𝑙𝑖𝑡𝑎𝑟𝑖𝑜 > 𝑝𝑎𝑟 𝑠𝑜𝑙𝑖𝑡𝑎𝑟𝑖𝑜 𝑝𝑎𝑟 𝑒𝑛𝑙𝑎𝑧𝑎𝑛𝑡𝑒 > 𝑝𝑎𝑟 𝑒𝑛𝑙𝑎𝑧𝑎𝑛𝑡𝑒 𝑝𝑎𝑟 𝑒𝑛𝑙𝑎𝑧𝑎𝑛𝑡𝑒 II. Intensidad de la fuerza de repulsión eléctrica: Interpretemos los ángulos de enlace en el 𝐶𝑂2, 𝑆𝑂2 𝑦 𝐻2𝑆 O x x x x x x O xx xx x x S 180° 119° 92°H H SC OO x x x x x x x x En ángulo de enlace disminuye por la mayor repulsión con los pares no enlazantes. C R E E M O S E N L A E X I G E N C I A C U R S O D E Q U Í M I C A Geometría molecular para moléculas o iones donde el átomo central presenta uno o más pares libres Adoptado del Chang, R. y Goldsby, K. (2017). Química. Duodécima ed. Enlace químico II (pp.420). México. McGraw Hill Interamericana Editores E: pares electrónicos libres Piramidal trigonal C R E E M O S E N L A E X I G E N C I A C U R S O D E Q U Í M I C A Los orbitales híbridos se orientan espacialmente. Se apoya también de la RPECV Adoptado del Chang, R. y Goldsby, K. (2017). Química. Duodecima ed. Enlace químico II (pp.436). México. McGraw Hill Interamericana Editores C R E E M O S E N L A E X I G E N C I A C U R S O D E Q U Í M I C A La orientación espacial que adoptan los orbitales híbridos de la se denomina geometría electrónica (GE). C x x N x x O x x Geometría Molecular (GM) 𝐶𝐻4 𝑁𝐻3 𝐻2𝑂 Geometría Electrónica (GE) Tetraédrica Piramidal Angular Tetraédrica Tetraédrica Tetraédrica TEORÍA DE LA RESONANCIA C R E E M O S E N L A E X I G E N C I A RESONANCIA Es una forma teórica de explicar la deslocalización de los electrones pi entorno a un mismo átomo de una molécula o ion poliatómico. Resultados experimentales, muestran que ambos enlaces (O – O), del ozono, son iguales a 128pm. Estructuras resonantes Híbrido de resonancia ✓ ninguna estructura resonantes existe por si sola. Es decir; no son reales. ✓ Tampoco se puede decir que una estructura cambia en todo momento en la otra. ✓ Quien existe realmente es el híbrido deresonancia. Enlace O – O O = O Longitud de enlace (pm) 148 121 ↔ → C U R S O D E Q U Í M I C A C R E E M O S E N L A E X I G E N C I A Estructuras resonantes Híbrido de resonancia Analicemos ahora al ion nitrato 𝑁𝑂3 1− Si bien el enlace doble no existe como tal, su deslocalización ayuda a fortalecer cada enlace N – O. Lo que a su vez genera una mayor estabilidad en los enlaces y por ende en la estructura. … A mayor estructuras resonantes, mayor estabilidad de la estructura molecular. ↔↔ → C U R S O D E Q U Í M I C A C R E E M O S E N L A E X I G E N C I A C U R S O D E Q U Í M I C A ❑ Chang, R. y Goldsby, K. (2017). Química. Duodécima ed. Enlace químico II (pp.413 - 440). México. McGraw Hill Interamericana Editores ❑ McMurry, J.E y Fay, R.C (2009). Química General. Quinta ed. Enlaces covalentes y estructura molecular (pp. 234 - 256). México. Pearson Educación. ❑ Brown T. L., H. Eugene L., Bursten B.E., Murphy C.J., Woodward P.M. (2014). Química, la ciencia central. decimosegunda ed. Geometria molecular y teorías de enlace (pp. 334 - 357). México. Pearson Educación. Bibliografía w w w . a c a d e m i a c e s a r v a l l e j o . e d u . p e
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