conf_7 - hibridacion om 5-04-2016

8/18/2019 CONF_7 - Hibridacion OM 5-04-2016

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• Hibridación de Orbitales Atómicos

Hibridación en moléculas con dobles ytriples enlaces

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA

QUÍMICA INORGÁNICA

UNIDAD I - CONFERENCIA No. 7

MPhil. Martha Benavente I Semestre 2016 Marzo 29, 2016


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Objetivos Específicos:

Describir correctamente la hibridación de los orbitalesatómicos de los átomos en una molécula o ion.

Compartir los conocimientos de manera proactiva en la

búsqueda de la mejora continua de las evidencias deaprendizaje.


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Hibridación de Orbitales Atómicos

Se conoce como hibridación a la interacción de orbitales atómicosdentro de un átomo para formar nuevos orbitales híbridos.

Los orbitales atómicos híbridos son los que se superponen en laformación de los enlaces, dentro de la Teoría del Enlace deValencia, y justifican la geometría molecular.

El químico Linus Pauling desarrolló por primera vez la Teoría de laHibridación con el fin de explicar la estructura de las moléculascomo el metano (CH4) en 1931.

1

Este concepto fue desarrollado para este tipo de sistemas químicos

sencillos, pero el enfoque fue más tarde aplicado másampliamente, y hoy se considera una teoría eficaz para laracionalización de las estructuras de compuestos orgánicos.


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Para resumir el estudio de la Hibridación se tieneque:

1. El concepto de hibridación no se aplica a átomos aislados. Es unmodelo teórico que se utiliza para explicar el enlace covalente.

2. La hibridación es la mezcla de por lo menos dos orbitalesatómicos no equivalentes, por ejemplo, orbitales s y p. Comoconsecuencia, un orbital híbrido no es un orbital atómicos puro.

Los orbitales híbridos y los orbitales atómicos puros tienen formasmuy diferentes.

3. El número de orbitales híbridos generados es igual al número deorbitales atómicos puros que participan en el proceso dehibridación.

4. La hibridación requiere de energía; sin embargo, el sistemarecupera de sobra esta energía durante la formación del enlace.

5. Los enlaces covalentes en las moléculas y en los ionespoliatómicos se forman por el traslapo de orbitales híbridos, o deorbitales híbridos con orbitales puros.


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Considerando la molécula de CH4, se puede representar el diagrama

orbital del C como:

Hibridación sp3

2s 2p

El átomo de Ctiene 2 e-desapareados.

Para explicar los cuatro enlaces C – H del metano, se puede excitar energéticamente un electrón del orbital 2s al 2p:

2s 2p

El átomo de C ahoratiene 4 e- desapareados

y puede formar cuatroenlaces C – H .

Sin embargo, la geometría no sería la correcta porque tres de losángulos de enlace HCH serían de 90° (los tres orbitales 2p en elcarbono son perpendiculares entre sí) y se sabe que todos losángulos HCH son de 109.5°.


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Para explicar los enlaces del metano, la Teoría EV utiliza el concepto

hipotético de los orbitales híbridos, que son orbitales atómicos que seobtienen cuando dos o más orbitales no equivalentes del mismoátomo se combinan preparándose para la formación del enlacecovalente.

Hibridación sp3

Orbitales sp 3 Debido a que losorbitales se formarona partir de un orbital sy tres orbitales p.

Para el carbono se pueden generar 4 orbitales híbridos equivalentes

mezclando el orbital 2s con los tres orbitales 2p:

Formación de los cuatroenlaces covalentes entrelos orbitales híbridos sp3

del C y 1s del H. El CH4tiene forma tetraédrica ytodos los ángulos HCH

son de 109.5°


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Para explicar los enlaces del Be – Cl, los orbitales 2s y 2p se deben

mezclar, o llevar a cabo una hibridación, para formar dos orbitaleshíbridos sp equivalentes:

Hibridación sp

Orbitales spDebido a que losorbitales se formarona partir de un orbital sy un orbital p.

Orbitales vacíos 2p

2s 2p x

Hibridación

sp sp


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Hibridación sp2

El modelo RPECV predice que el BF3 tiene una geometría plana. Eldiagrama orbital para el B sería:

2s 2p

El B tiene dos electronesapareados en el orbital2s y uno desapareadoen el 2p.

Se promueve un electrón del orbital 2s a un orbital 2p:

2s 2p

Ahora, el átomo de B tiene3 e- desapareados,disponibles para el enlace.

Para el boro, se generan 3 orbitales híbridos equivalentes mezclandoel orbital 2s con los dos orbitales 2p:

Orbitales sp 2 Orbital vacío 2p


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Cada uno de los enlaces BF seforma por el traslapo de un orbitalhibrido sp2 del boro con un orbital2p del flúor. La molécula de BF3 esplana, con todos los ángulos FBFiguales a 120°.

2s

2p x

Hibridación sp 2

2py

sp 2 sp 2

Los tres orbitales sp2

están en un plano, yel ángulo entre

cualquier par de elloses de 120°.


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Hibridación s, p y dLa hibridación explica claramente los enlaces que implican orbitales

s y p. Sin embargo, para los elementos del tercer período se debeincluir, además, los orbitales d en el concepto de hibridación paracomprender la formación de moléculas con geometría bipiramidaltrigonal y octaédrica. Por ejemplo, la molécula SF6. La configuraciónelectrónica del S es:

3s 3p

Al mezclar el orbital 3s, los orbitales 3p y dos orbitales 3d, se generan6 orbitales híbridos sp3d2:

3d

Se promueve electrones del orbital 3s y de 3p a dos de los orbitales3d:

3s 3p 3d

sp 3

d 2

Orbitales vacíos 3d


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Representación de la formación delos orbitales híbridos sp3d2

Hibridación

Los seis enlaces S – F se forman por el traslapode los orbitales híbridos sp3d2 del S con losorbitales 2p del F formando una moléculacon una geometría octaédrica.


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Ejemplo: Determinar el estado de hibridación del átomo central en:(a) AlI3 y (b) PBr 5

La secuencia de pasos para determinar estado de hibridación es:

Dibujar laestructurade Lewis

Justificar los enlaces ygeometría, determinando elestado de hibridación delátomo central.

Determinar la distribuciónde los pares de electronesalrededor del átomocentral y la geometría.

I(a). Escribir la estructura de Lewis del AlI3

Paso 1: Escribir la estructura fundamental del AlI3

Paso 2: Calcular el Número total de electrones de valencia del ion: 3 para elAl y 7 para el I.

(3×1)+(7×3) = 24 electrones de valencia en total

Con base en los pares enlazantes y debidoa que no hay pares libres presentes, el AlI3tiene una geometría trigonal plana y todos

los ángulos son de 120°.


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Por lo tanto, el estado de hibridación del Al es sp2 , los cuales se traslapancon los orbitales 5p del I para formar tres enlaces covalentes Al – I.

3s 3p

El Al tiene dos electronesapareados en el orbital 3s yun e- en el orbital 3p.

Se puede representar el diagrama orbital del Al (13 e-) como:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

Al mezclar el orbital 3s con los dos orbitales 3p, se generan 3 orbitaleshíbridos sp2:

Se promueve un electrón del orbital 3s al orbital 3p:

3s 3p

Orbital sp 2 Orbital vacío 3p


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I(b). Escribir la estructura de Lewis del PBr5

Paso 1: Escribir la estructura fundamental del PBr 5

Paso 2: Calcular el Número total de electrones de valencia del ion: 5 para elP y 7 para el Br.

(5×1)+(7×5) = 40 electrones de valencia en total

Con base en los pares enlazantes ydebido a que no hay pares librespresentes, el PBr 5 tiene una geometríaBipiramidal trigonal.

3s 3p

El P tiene dos e- apareados en elorbital 3s y tres e- desapareadosen el orbital 3p

Se puede representar el diagrama orbital del P (15 e-) como:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p3


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Por lo tanto, el estado de hibridación del P es sp3d, los cuales se

traslapan con los orbitales 4p del Br para formar cinco enlacescovalentes P – Br.

3s 3p 3d

Se promueve un electrón del orbital 3s al orbital 3d:

Al mezclar el orbital 3s, los tres orbitales 3p y el orbitales 3d, segeneran 5 orbitales híbridos sp3d:

sp 3 d Orbitales vacíos 3d


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Tabla 1: Orbitales Híbridos Importantesy su forma

Orbitalesatómicospuros del

átomocentral

Hibridacióndel átomo

central

Número deorbitaleshíbridos

Forma de los orbitaleshíbridos Ejemplos

s, p sp 2

Lineal

BeCl2,HgCl2

s, p, p sp2 3

Trigonal Plana

BF3

180°


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átomocentral


central



s, p, p, p

sp3 4

Tetraédrica

CH4, NH4

s, p, p, p, d sp3d 5

Bipira-midal

Trigonal

PCl5



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átomocentral


central



s, p, p, p, d, d

sp3d2 6

Trigonal Plana

SF6



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Hibridación en moléculas con doblesy triples enlaces

Consideremos como ejemplo lamolécula del etileno C2H4, el cualtiene la siguiente estructura de Lewis:

En el modelo RPECV el enlace CC se trata como enlace sencillo,entonces cada átomo de C tiene tres pares de electrones enlazadosy no hay pares libres presentes; por tanto, la distribución alrededor decada átomo de C tiene una forma Trigonal plana, con ángulos deenlace de 120°; siendo la hibridación de cada átomo de C sp2.

Es decir, para cada carbono se generan 3 orbitales híbridosequivalentes mezclando el orbital 2s con los dos orbitales 2p:

Orbitales sp 2 Orbital 2p

¿Cómo explicar el enlace entre los átomos de carbono ?


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Hibridación del Etileno

Los orbitales 2p de los dos átomos de C que no participaron en lahibridación forman otro enlace por traslapo lateral. Entonces setienen dos tipos de enlace:

Enlaces sigma ( ): son enlaces covalentes formados por el traslapode orbitales, por los extremos; la densidad electrónica estáconcentrada entre los núcleos de los átomos enlazados.

Cada C utiliza 3 orbitaleshíbridos sp2 para formar:dos enlaces con losorbitales 1s de los H y unenlace con el orbitalhíbrido sp2 del átomo de C

adyacente.


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Hibridación del AcetilenoLa molécula de acetileno C

2

H2

, contiene untripe enlace en la estructura de Lewis:

Debido a que la molécula es lineal, se puede explicar esta geometríay los enlaces suponiendo que cada átomo de C tiene unahibridación sp, por la mezcla del orbital 2s con el orbital 2p x.

Orbitales sp Orbital 2p y 2p zCada C utiliza dosorbitales híbridos sppara formar: un enlacesigma con el orbital 1sdel H y un enlace sigmacon el orbital híbrido spdel otro C. Además, seforman dos enlaces pipor el traslapo lateral delos orbitales 2py y 2px.


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Regla para predecir la Hibridación enmoléculas con enlaces múltiples para

elementos del segundo período

Si el átomo central forma undoble enlace, tiene hibridación

sp2, por la mezcla del orbital 2scon dos orbital 2p.

Formará tres enlaces sigma ( ) y un enlace pi ( π ).

Si el átomo central forma un tripleenlace, tiene hibridación sp, por la mezcla del orbital 2s con unorbital 2p.

Formará dos enlaces sigma ( ) y dosenlaces pi ( π ).


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Ejemplo: Determinar los enlaces sigma y pi en la molécula deformaldehído H2CO.

La secuencia de pasos para determinar estado de hibridación es:

Dibujar laestructurade Lewis

Utilizar la Tabla 1 paradeterminar el estadode hibridación delátomo central.

Determinar ladistribución de los paresde electrones alrededor del átomo central y sugeometría.

El átomo central tiene 3pares de electronesenlazantes y no tienepares de electrones libres.

El formaldehido tieneuna geometríatrigonal plana y elestado de hibridacióndel C es sp2.

La molécula tienetres enlaces sigma( ) y un enlace pi( π ).


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Teoría de los Orbitales Moleculares

Es una de las dos propuestas de la Mecánica Cuántica paraexplicar los enlaces en las moléculas.

Describe los enlaces covalentes en términos de orbitalesmoleculares, que son el resultado de la interacción de los orbitalesatómicos de los átomos que se enlazan y están relacionados conla molécula entera.

Orbitales Moleculares de enlace y de antienlace

De acuerdo a la teoría del OM, el traslapo de orbitales 1s de dosátomos de hidrógeno conduce a la formación de dos OM: un orbitalmolecular de enlace y un orbital molecular de antienlace.

Un orbital molecular de enlace tiene menor energía y mayor estabilidad que los orbitales atómicos que lo formaron.

Un orbital molecular de antienlace tiene mayor energía y menor estabilidad que los orbitales atómicos que lo formaron.


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Reglas que rigen las Configuraciones Electrónicas

1. El número de orbitales moleculares que se forman siempre esigual al número de orbitales atómicos que se combinan.

2. Cuanto más estable es el orbital molecular de enlace, menosestable será el orbital molecular de antienlace correspondiente.

3. El llenado de los orbitales moleculares procede de menor amayor energía.

4. Al igual que es un orbital atómico, cada orbital molecular puedeaceptar dos electrones con spin opuesto.

5. Cuando se agregan electrones a orbitales moleculares de la

misma energía, la regla de Hund predice la distribución másestables; es decir, los electrones ocupan estos orbitalesmoleculares con spines paralelos.

6. El número de electrones en los orbitales moleculares es igual a lasuma de todos los electros de los átomos que se enlazan


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Estabilidad de los Orbitales MolecularesPara comparar las estabilidades de las moléculas que se forman sedetermina su orden de enlaces, que se define como:

Determinación de Configuraciones Electrónicas y estabilidadPara H2+, H2, He2+ y He2: 1, 2, 3 y 4 e- respectivamente

σ1s

H2+

σ

1s

E n e r g í a

σ1s

H2

σ

1s

σ1s

He2+

σ

1s

σ1s

He2

σ

1s

Orden de enlace: ½ 1 ½ 0

C.E: (σ1s )1 (σ1s)2 (σ1s)2 (σ 1s)1 (σ1s)2 (σ 1s)2


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Configuraciones Electrónicas de moléculas homonucleares

Orden 1 1 2 3 2 1de enlace

Propiedades D P D D P DMagnéticas

D: Diamagnética; P: Paramagnética.


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Ejemplo: El ion N2+ se puede preparar bombardeando una molécula

de N2 con electrones acelerados. Predecir: configuraciónelectrónica, orden de enlace, número de electrones desapareados

y la propiedad magnética.

Configuración electrónica. La molécula de N2+ tiene un electrónmenos; es decir 13e-, entonces su configuración es:

(σ1s)2 (σ 1s)2 (σ2s )2 (σ 2s)2 (π2px)2 (π2py)2 (π2pz)1

Orden de enlace:

Número de electrones desapareados: 1

Propiedad Magnética: Paramagnética


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Bibliografía

Textos Básicos:

Raymond Chang (2007). Química, McGraw-HillInteramericana, 9na Edición, México. Página 400 – 409

Apuntes de Clase.

Artículos Científicos

Pauling, L. (1931), «The nature of the chemical bond. Applicationof results obtained from the quantum mechanics and from atheory of paramagnetic susceptibility to the structure ofmolecules», Journal of the American Chemical Society 53 (4):1367–1400,

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