El documento explica los conceptos de teoría del enlace de valencia, geometría molecular, y hibridación de orbitales atómicos. Explica cómo la hibridación, o mezcla de orbitales atómicos, permite la formación de enlaces covalentes y predice la geometría molecular de diferentes compuestos como NH3, BeCl2 y BH3. También discute cómo factores como pares de electrones libres y átomos de diferente electronegatividad influyen en los ángulos de enlace.

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 atómicos con un electrón cada uno. La teoría del enlace valencia y el NH 3 N – 1s 2 2s 2 2p 3 3 H – 1s 1 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 ? Con 3 orbitales 2p el ángulo sería de 90 0 El ángulo de enlace real del H-N-H es 107.3 0

4. Sea la molécula de BeCl 2 . 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 1 s 2 s 2 p  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      1 s 2 s 2 p   1 s 2 s 2 p    1 s 2 s 2 p    1 s 2 sp 2 p 

5. Formción de los orbitales híbridos sp Los orbitales híbridos sp son equivalentes en tamaño y energía, y apuntan en direcciones opuestas (180º) Be: 1s 2 2s 2 2p 0 Be: 1s 2 2s 1 2p 1 Ejemplo: BeCl 2

6. Ejemplo: La molécula de trihidruro de boro, BH 3 . B: 1s 2 2s 2 sp 1 (configuración electrónica fundamental) B: 1s 2 (2sp 2 ) 1 (2sp 2 ) 1 (2sp 2 ) 1 2p z 0 (configuración electrónica híbrida) Formción de los orbitales híbridos sp 2

7. Ejemplo: La molécula de metano. C: 1s 2 2s 2 2p 2 (configuración electrónica fundamental) C: 1s 2 (2sp 3 ) 1 (2sp 3 ) 1 (2sp 3 ) 1 (2sp 3 ) 1 (configuración electrónica híbrida) Formción de los orbitales híbridos sp 3

8. Otras hibridaciones posibles para el carbono

10. Formción de los orbitales híbridos sp 3 d y sp 3 d 2 (o d 2 sp 3 )

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

13. El formaldehido, CH 2 O Resolver agua, amoníaco (NH 3 ), benceno (C 6 H 6 , todos los enlaces C-C y C-H son id é nticos, y los á ngulos CCC son 120  ) ácido nítrico (HNO 3 ), ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ), dando geometr í as y orbitales que participan en la formaci ó n de los enlaces.

14. Ión tetracloroyodato Hexafluoruro de azufre Pentafluoruro de cloro Tetrafluoruro de xenon Tetrafluoruro de azufre Trifluoruro de cloro