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. 10.1

3. 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. AB 2 2 0 10.1 Clase # de átomos unidos al átomo central # de pares libres en el átomo central Arreglo de los pares de electrones Geometría molecular lineal lineal B B

4. 10.1 Cl Cl Be 2 átomos enlazados al átomo central 0 pares de electrones libres en el átomo central

5. AB 2 2 0 lineal lineal RPECV AB 3 3 0 10.1 Arreglo de los pares de electrones Clase # de átomos unidos al átomo central # de pares electrones libres en el átomo central Geometría molecular triangular plana triangular plana

6. 10.1

7. AB 2 2 0 lineal lineal # de pares de electrones libres en el átomo central RPECV 10.1 AB 4 4 0 Arreglo de los pares de electrones Clase # de átomos unidos al átomo central Geometría molecular AB 3 3 0 triangularplana triangularplana tetrahédrica tetrahédrica

8. 10.1

9. AB 2 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 10.1 AB 4 4 0 tetrahédrico tetrahédrico AB 5 5 0 AB 3 3 0 triangular plana triangular plana triangular bipiramidal triangular bipiramidal

10. 10.1

11. AB 2 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 10.1 AB 4 4 0 tetrahédrico tetrahédrico AB 6 6 0 AB 3 3 0 triangular plano triangular plano AB 5 5 0 triangular bipiramidal triangular bipiramidal octahédrico octahédrico

12. 10.1

13. 10.1

14. Comparación de la repulsión entre pares de electrones pares compartidos vs. pares compartidos pares libres vs. pares libres pares libres vs. pares compartidos > >

15. Clase # de átomos pegados al átomo central # de pares libres en el átomo central Arreglo de los pares de electrones Geometría molecular RPECV AB 3 3 0 triangular plana triangularplana AB 2 E 2 1 10.1 triangular plana doblada

16. Clase # de átomos pegados al átomo central # de pares libres en el átomo central Arreglo de los pares de electrones Geometría molecular RPECV AB 3 E 3 1 AB 4 4 0 tetrahédrica tetrahédrica 10.1 tetrahédrica triangular piramidal

17. Clase # de átomos pegados al átomo central # de pares libres en el átomo central Arreglo de los pares de electrones Geometría molecular RPECV AB 4 4 0 tetrahédrico tetrahédrico 10.1 AB 2 E 2 2 2 AB 3 E 3 1 tetrahédrico triangular piramidal tetrahédrico doblada H O H

18. 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 AB 5 5 0 triangular bipiramidal triangular bipiramidal AB 4 E 4 1 triangular bipiramidal tetrahedro deformado

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 AB 5 5 0 triangular bipiramidal triangular bipiramidal AB 3 E 2 3 2 Forma de T Cl F F F AB 4 E 4 1 triangular bipiramidal tetrahedro deformado triangular bipiramidal

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 AB 5 5 0 triangular bipiramidal triangular bipiramidal AB 3 E 2 3 2 triangular bipiramidal en forma de T AB 2 E 3 2 3 AB 4 E 4 1 triangular bipiramidal tetrahedro deformado triangular bipiramidal lineal I I I

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 AB 5 E 5 1 AB 6 6 0 octahédrico octahédrico octahédrico piramidal cuadrada Br F F F F F

22. 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 AB 4 E 2 4 2 AB 6 6 0 octahédrico octahédrico AB 5 E 5 1 octahédrico piramidal cauadrada octahédrico cuadrada plana Xe F F F F

23. 10.1

25. Momentos dipolares y moleculas polares 10.2 Región de alta densidad electrónica Región de baja densidad electrónica  = Q x r Q es la carga r es la distancia entre dos cargas 1 D = 3.36 x 10 -30 C m H F  

26. 10.2

27. 10.2

28. 10.2 momento dipolar (molécula polar) momento no dipolar (molécula no polar) momento dipolar (molécula polar) momento no dipolar (molécula no polar) ¿Cuáles de las siguientes moléculas tienen un momento dipolar? H 2 O, CO 2 , SO 2 , y CH 4 O H H S O O C O O C H H H H

29. 10.2 ¿Tiene el BF 3 un momento dipolar?

30. 10.2 ¿Tiene CH 2 Cl 2 un momento dipolar?

31. 10.2

32. La Química en acción: Hornos de microondas

33. Teoría del enlace valencia: los enlaces se forman compartiendo electrones mediante traslapes de orbitales átomicos. Compartiendo dos electrones entre dos átomos. 10.3 Energía de enlace Longitud de enlace H 2 F 2 436.4 kJ/mol 150.6 kJ/mol 74 pm 142 pm Traslape de 2 1s 2 2p ¿Cómo explica la teoria de Lewis los enlaces en H 2 y F 2 ?

34. 10.3 Cambio en la energía potencial de dos átomos de hidrógeno en función de la distancia que los separa

35. Variación en la densidad electrónica de dos átomos de hidrógeno mientras se aproximan uno al otro. 10.3

36. La teoría del enlace valencia y el NH 3 N – 1s 2 2s 2 2p 3 3 H – 1s 1 Con 3 orbitales 2p el ángulo sería de 90 0 El ángulo de enlace del H-N-H es 107.3 0 10.4 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 NH 3 ?

38. 10.4 Formación de orbitales híbridos sp3

39. 10.4

40. 10.4 Predicción del ángulo de enalce

41. Formación de orbitales híbridos sp 10.4

42. Formación de orbitales híbridos sp 2 10.4

44. 10.4

45. 10.5

46. 10.5

47. 10.5 Enlace Sigma (  ) – Reparto de la densidad electrónica entre los 2 átomos Enlace Pi (  ) – reparto de la densidad electrónica del enlace arriba y abajo del eje central de enlace entre los átomos.

48. 10.5

49. 10.5

50. 10.5

51. C – 3 átomos unidos, 0 pares de electrones libres C – sp 2 10.5 Descripción del enlace en el CH 2 O. C H O H

52. Enlaces Sigma (  ) y Pi (  ) Enlace simple 1 enlace sigma Enlace doble 1 enlace sigma y 1 enlace pi Enlace triple 1 enlace sigma y 2 enlaces pi  enlaces  = 6 +1 = 7 enlaces  = 1 10.5 ¿Cuantos enlaces  y  hay en la mólecula del ácido acético (vinagre) CH 3 COOH? C H H C H O O H

53. Teoría del orbital molecular– los enlaces se forman a partir de la interacción de orbitales átomícos para formar orbitales moleculares . No hay e - libres en el centro Debería ser diamagnético Experimentalmente se observa que el O 2 es paramagnético 10.6 O O

54. Niveles de energía de enlace y de antienlace en el orbital molecular del hidrógeno (H 2 ). 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

55. 10.6

56. 10.6

57. Dos interacciones posibles entre dos orbitales equivalentes p

58. 10.6

60. 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

61. 10.7

62. 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

63. Densidad electrónica por encima y por debajo del plano de la molécula 10.8

64. 10.8

65. La Química en Acción: El buckybalón