Décimo octava sesión
Teoría de Unión Valencia (2)
Teoría de enlace valencia
cualitativa
Pauling y Slater
Orbitales híbridos
• Los orbitales de valencia de los átomos
que se acercan a un átomo central para
formar un enlace, perturban los
orbitales de éste.
Orbitales híbridos (2)
• Los orbitales del átomo central se
hibridan.
• La hibridación es la mezcla de
orbitales atómicos que
pertenecen a la capa de valencia
para formar nuevos orbitales
apropiados para la descripción
cualitativa de las propiedades del
enlace.
Orbitales híbridos (3)
• Los orbitales híbridos son muy
útiles para explicar la forma de
los orbitales (y las densidades
electrónicas) en las moléculas y
por lo tanto su geometría.
• La hibridación es parte integral de
la teoría de enlace valencia.
Hibridación sp
• El orbital sp es una combinación lineal
de los orbitales de valencia s y p del
átomo central:

 sp  N c s   s 
AC
 c p  p AC

Hibridación sp
• Un orbital s y un orbital p dan 2
orbitales sp
• Geometría lineal. Moléculas del tipo
AX2, v.g. BeCl2, BeF2
BeF2
2 2s2
Be:
1s
4
• Los átomos de F que se acercan,
hacen que el Berilio pase primero
al estado excitado:
1s2 2s2  1s2 2s12px1
• Posteriormente 2s y 2p se
hibridan:
1s2 2s12px1  1s2 (sp)1 (sp)1
BeF2
2 2s2 2p 2p 2p 1
F:
1s
9
x y z
• Los electrones del orbital pz de los
2 átomos de Flúor se aparean con
los nuevos orbitales sp del átomo
central Berilio
BeF2
Hibridación sp2
• El orbital sp2 es una combinación
lineal de los orbitales de valencia s, px
y py del átomo central:

 sp 2  N c s   s 
AC

 c p px
x

AC
  
 c py py
AC
Hibridación sp2
• Un orbital s y dos orbitales p dan
3 orbitales sp2
• Geometría triangular (trigonal).
120º
BF3
2 2s22p 1
B:
1s
5
x
• Los átomos de F que se acercan,
hacen que el B pase primero al
estado excitado:
1s2 2s22px1  1s2 2s12px12py1
• Posteriormente 2s, 2px y 2py se
hibridan:
BF3
1s2 2s12px12py1
 1s2 (sp2)1(sp2)1(sp2)1
2 2s2 2p 2p 2p 1
F:
1s
9
x y z
• Los electrones del orbital pz de los
3 átomos de Flúor se aparean con
los nuevos orbitales sp2 del átomo
central Boro
BF3
120º
Hibridación sp3
• El orbital sp3 es una combinación
lineal de los orbitales de valencia s, px,
py y pz del átomo central:

 sp 3  N c s   s 
AC

 c p px
x

AC
 
 c py py
AC

 c pz pz
 
AC
Hibridación sp3
• Un orbital s y tres orbitales p dan
4 orbitales sp3
• Geometría tetraédrica.
• CH4, CCl4
Hibridación sp3
CH4
2 2s22p 12p 1
C:
1s
6
x
y
• Los átomos de H que se acercan,
hacen que el C pase primero al
estado excitado:
1s22s22px12py1  1s22s12px12py12pz1
CH4
• Posteriormente 2s, 2px , 2py y 2pz
se hibridan:
1s2 2s12px12py12pz1 
1s2 (sp3)1(sp3)1(sp3)1(sp3)1
• Los electrones del orbital s de los
4 átomos de Hidrógeno se aparean
con los nuevos orbitales sp3 del
átomo central Carbono
CH4
Resumen
Hibridación Geometría
Ángulo
sp
Lineal
180º
sp2
Triangular
120º
sp3
Tetraédrica
109.5º
¿Y si hay orbitales d?
Las más comunes
sp3d
• Bipirámide triangular
sp3d2
• Octaédrica
Resumen
Hibridación
Geometría
sp
Lineal
sp2
Triangular
sp3
Tetraédrica
sp3d
Bipiramidal
triangular
sp3d2
Octaédrica
Dibujito
El caso del amoníaco
NH3
• ¿Ángulos de
109.5º?
¿Y en el H2O?
H2O
• ¿Ángulos de
109.5º?
Teoría de repulsión entre pares
de electrones (VESPR)
Repulsión
PS-PS  PS-PE  PE-PE
Teoría de repulsión entre pares
de electrones (VESPR) (2)
Tetraedro
Pirámide
triangular
Angular
Ángulos experimentales
Metano
 H-C-H
109.5º
Amoníaco
 H-N-H
107º
Agua
 H-O-H
104.5º
Molécula de Agua
104.5º
Otras geometrías
• En la lineal no pasa nada.
• Triangular:
Triangular
Angular
Bipirámide
triangular
Sube y
baja
T
Lineal
Octaedro
Pirámide
cuadrangular
Cuadrado
Tarea 39
Prediga la hibridación del átomo central
para las siguientes moléculas:
BeCl2, CCl4, BF3
Tarea 40
¿Qué orbitales híbridos presentan las
siguientes geometrías?
a)
b)
c)
d)
Octaédrica.
Tetraédrica.
Triangular.
Lineal.
Tarea 41
Explique por qué la molécula de agua es
angular.
Enlaces  y 
• Los enlaces químicos en las
moléculas se deben a la
superposición de orbitales atómicos.
• Debido a la superposición, aumenta
la probabilidad de que los electrones
se encuentren en la región del
enlace.
Enlaces  y  (2)
• La superposición puede ser de 2
tipos:  o .
• Los enlaces  ocurren cuando los
orbitales se superponen en los
ejes de la molécula.
• Los enlaces  ocurren cuando los
orbitales se superponen fuera de
los ejes de la molécula.
Enlaces  y  (3)
Etano
Enlace 
C-C
Etileno
Acetileno
Enlaces  y  (4)
• Los enlaces  son más débiles que los
:
C2H4 + Cl2  C2H4Cl2
• Reacción de adición, se rompe el
enlace .
• Si lo hiciéramos con etano:
Enlaces  y  (5)
C2H6 + Cl2  C2H4Cl2 + H2
• Reacción de substitución.
• El enlace  C-C no se rompe.
Rotación de los enlaces
H
H
H
H
C
H
C
H
Forma Eclipsada
H
H
H
Forma Alternada
Rotación de los enlaces
• Si hay un solo enlace, hay rotación de
la molécula.
• Si hay doble o triple es muy dificil que
rote o de plano no rota.
• Facilidad de rotación:
Sencillo  Doble  Triple
Evaluación del modelo
• Nos da:
– Geometría.
– Ángulos.
– Momentos dipolares.
Evaluación del modelo
• No da:
– Propiedades ópticas
– Propiedades magnéticas
– Propiedades espectroscópicas
Tarea 42
Describa las diferencias esenciales entre
un enlace  y un enlace 
Hasta aquí para el segundo
examen parcial
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Sesión 18