Semana 7 Hibridac 71n10

HIBRIDACION  Enlace covalente  Energía y Longitud de Enlace  Carácter iónico parcial de los enlaces covalentes.  Enlace covalente Múltiple.  Importancia de la Repulsión Electrónica. Geometría Molecular (TRPECV)  Resonancia  Hibridación

Según la TEV para que se forme un enlace covalente tiene que existir interacción y solapamiento entre un orbital de un átomo con el de otro. Según la TOM para que se forme un enlace covalente tiene que existir fusión entre los orbitales atómicos dando lugar a un gran orbital enlazante Condición: cada orbital debe estar ocupado por un solo electrón y además tener espines opuestos.

Si en un sistema de coordenadas se representa la variación de la energía potencial en función de la distancia existente entre los dos átomos que se aproximan se tiene la siguiente gráfica: ejemplo molécula de H2

1H° + 1H°  436 kJ/mol

74 pm

H-H

La energía de disociación del enlace hidrógeno-flúor es de 568 kJ/mol y la longitud de enlace de 92 pm.

La energía de disociación del enlace flúor-flúor es de 151 kJ/mol y la longitud de enlace es de 142 pm.

De igual manera que se forman moléculas diatómicas por solapamiento de orbitales entre dos átomos, la TEV considera que las moléculas poliatómicas son el resultado de la formación de varios enlaces por solapamiento de orbitales pertenecientes a varios átomos, pudiendo un mismo átomo aportar dos o más orbitales. Esto exige utilizar el concepto de hibridación de orbitales.

Se habla de hibridación cuando en un átomo se mezclan varios orbitales atómicos para formar nuevos orbitales híbridos. Los orbitales híbridos explican la forma en que se disponen los electrones en la formación de los enlaces y justifican la geometría molecular.

RECORDAMOS: Nº de pares de electrones

Geometría

2

Lineal (AB2)

3

Trigonal (AB3 o AB2E)

4

Tetraédrica (AB4 o AB3E o AB2E2)

5

Bipirámide trigonal (AB5 o AB4E)

6

Octaédrica (AB6 o AB5E)

Los pares de electrones (enlazantes y no enlazantes) tienden a situarse en aquellas posiciones que minimicen las repulsiones entre ellos. Las geometrías ideales son:

GEOMETRIA MOLECULAR SIMETRICAS: TODAS LAS REGIONES DE ALTA DENSIDAD SON DE ENLACE

GEOMETRÍA MOLECULAR CON PARES ENLAZANTES Y PARES NO ENLAZANTES

La Hibridación de orbitales atómicos fue postulada por Pauling en el 1931 para poder explicar la geometría experimental determinada para algunas moléculas.

Cabe destacar que el átomo que se hibrida es el átomo central. Los otros átomos enlazados a éste se enlazarán, generalmente, con su orbital atómico correspondiente sin hibridar, salvo en el caso de los enlaces carbono-carbono.

En función de los orbitales atómicos que se combinen, tendremos distintos tipos de hibridación: sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2,

EJEMPLO 1

Cl

Be

Cl

EJEMPLO 2

E

 2px 2py 2pz

Estado Hibridiza do 2sp²

2sp2 2s

Enlace 



2pz

EJEMPLO 3

1 par no enlazante 3 enlaces  E 2px 2py

2pz

2sp3

2s

EJEMPLO 4 2 enlaces 

E 2px 2py

2pz

2sp3

2s

2 pares no enlazantes

Hibridación en Átomos de Carbono: Ejemplo 6: a)Orbital sp3 donde: 1s²2s²2p²  Estado Basal Estado Hibridizado

E

2px 2py 2pz

2s

Hibridación tetraédrica sp3: Cuatro enlaces .

sp3

2sp3

Hibridación tetraédrica sp3. Orbital del metano: (CH4) -109º28 (Ángulo) H 109º 28´

H

H

C

H

H

c

H

H

H

b)

Orbital sp²:

Donde: 1s²2s²2p²  Estado Basal Estado Hibridizado 2sp²

E

2px 2py 2pz 2sp2 2s

Hibridación trigonal sp²: Tres enlaces  y un enlace .

Enlace 

2pz

Orbital de etileno (C2H4) – 120º (ángulo) H

C

C

H H

H

H

H Enlace  H

H

c) Orbital sp1

Donde 1s²2s²s2p²  Estado basal Estado Hibridizado 2sp1

E

 2px 2py 2pz 2sp

Enlaces 

2py 2pz

2s

Hibridación lineal sp: Dos enlaces  y dos enlaces .

Orbital de acetileno (C2H2) – 180º (ángulo) H–CC–H

C2H2

Etino o acetileno Enlace 

Enlace 

Enlace 

H

Enlace 

H

Enlace 

Ejemplo 7: molécula de CO2 Átomo central C N = 8e- X 2oxigenos + 8 e- x 1 carbono = 24 eD = 6 e- x 2 oxígenos + 4 e- x 1 carbono = 16 eC = N – D = 24 – 16 = 8 e-

E = C/ 2 = 4

O

C

O

C = D – C = 16 – 8 = 8 e-

Para minimizar las interacciones, los pares de enlace (doble) se disponen de forma lineal. Luego la estructura molecular es lineal.

Estado Hibridizado 2sp1

E

 2px 2py 2pz 2sp

Enlaces 

2py 2pz

2s

Hibridación lineal sp: Dos enlaces  y dos enlaces .

Ejemplo 8: molécula de SF4 Átomo central S N = 8e- X 4fluors + 8 e- x 1 azufre = 40 eD = 7 e- x 4 fluors + 6 e- x 1 azufre = 34 eC = N – D = 40 – 34 = 6 e- + 2e- = 8 eEE == C/ C/ 22 == 33 + 1 Pero se observa que se requieren 4 enlaces, luego se reajusta, ya que el S puede tener octeto expandido.

S

C = D – C = 34 – 8 = 26 eAlrededor del átomo central hay 5 pares de e- (compuestos hipervalente), de los cuales, cuatro son de enlace y uno de no enlace (o no compartido).

4 enlaces 

E

3px

3py

3pz

3d

3 sp3d

3s

1 par no enlazante

Hibridación tetraedro distorsionado sp3d: Cinco regiones: cuatro enlaces  y un par no enlazante

EJEMPLO 9

un orbital p sin hibridar 3 orbitales híbridos sp2

Preguntas: 1.- ¿Por qué existe el PCl5 y no el NCl5, si tanto el P como el N pertenecen al mismo grupo?

2.- ¿Cómo explica la hibridación del azufre en el SO2? 3.- ¿Cómo explica la hibridación para el SF6, IF7?

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http://blog.educastur.es/eureka/2%C2%BA-bac-quim/08-el-enlace-quimico/ https://youtu.be/bvlU4ufPwr8 https://youtu.be/bvRGaCmIYTI