Unidad v 2da parte- hibridacion - geometria molecular
- 2. Repaso rápido de la Estructura de Lewis Estructura de Lewis para moléculas biatómica : O2 N2 Cl2 Br 2 I2 F2 H 2 …. IA VIIIA 1 H IIA IIIA IVA VA VIA VIIA He 2 Li Be B C N O F Ne 3 Na Mg Al Si P S CL Ar 4 K Ca Ga Ge As SE Br Kr 5 Rb Sr In Sn Sb TE I Rn 6 Cs Na Tl Pb Bi Po At Xe 7 Fr Ra 1° Se suman los e- de valencia de los átomos Ejemplo: Cl2 2° Se calcula el numero de e- para que todos los átomos completen el octeto electrónico 4° Se dibuja un esquema de la molécula. 3° Se calcula el numero de e- formaran enlaces( se resta 2°-1° ) 5° Se distribuyen los e- de electrones o pares de e-. Cl= 7 14 e- Cl =7 Cl= 8 16e- Cl =8 N° de e- enlaces = 16e- - 14 e- = 2e- / 2 1 enlace Cl Cl Cl - Cl Cl - Cl
- 3. Repaso rápido de la Estructura de Lewis Estructura de Lewis para : C S2 IA VIIIA 1 H IIA IIIA IVA VA VIA VIIA He 2 Li Be B C N O F Ne 3 Na Mg Al Si P S CL Ar 4 K Ca Ga Ge As SE Br Kr 5 Rb Sr In Sn Sb TE I Rn 6 Cs Na Tl Pb Bi Po At Xe 7 Fr Ra 1° Se suman los e- de valencia de los átomos 2° Se calcula el numero de e- para que todos los átomos completen el octeto electrónico 4° Se dibuja un esquema de la molécula. 3° Se calcula el numero de e- formaran enlaces( se resta 2°-1° ) 5° Se distribuyen los e- de electrones o pares de e-. C= 4 x 1 = 4 + 16 e- S = 6 x 2 = 12 C= 8 x 1 = 8 + 24e- S =8 x2 = 16 N° de e- enlaces = 24e- - 16 e- = 8e- / 2 4 enlace S C S S = C = S
- 4. Repaso rápido de la Estructura de Lewis Estructura de Lewis para : NH3 IA VIIIA 1 H IIA IIIA IVA VA VIA VIIA He 2 Li Be B C N O F Ne 3 Na Mg Al Si P S CL Ar 4 K Ca Ga Ge As SE Br Kr 5 Rb Sr In Sn Sb TE I Rn 6 Cs Na Tl Pb Bi Po At Xe 7 Fr Ra 1° Se suman los e- de valencia de los átomos 2° Se calcula el numero de e- para que todos los átomos completen el octeto electrónico 4° Se dibuja un esquema de la molécula. 3° Se calcula el numero de e- formaran enlaces( se resta 2°-1° ) 5° Se distribuyen los e- de electrones o pares de e-. N= 5 x 1 = 5 + 8 e- H = 1 x 3 = 3 N= 8 x 1 = 8 + 1 4e- H =2 x 3 =6 N° de e- enlaces = 14e- - 8 e- = 6e- / 2 3 enlace H N H H
- 5. Repaso rápido de la Estructura de Lewis Estructura de Lewis para : CCl4 IA VIIIA 1 H IIA IIIA IVA VA VIA VIIA He 2 Li Be B C N O F Ne 3 Na Mg Al Si P S CL Ar 4 K Ca Ga Ge As SE Br Kr 5 Rb Sr In Sn Sb TE I Rn 6 Cs Na Tl Pb Bi Po At Xe 7 Fr Ra 1° Se suman los e- de valencia de los átomos 2° Se calcula el numero de e- para que todos los átomos completen el octeto electrónico 4° Se dibuja un esquema de la molécula. 3° Se calcula el numero de e- formaran enlaces( se resta 2°-1° ) 5° Se distribuyen los e- de electrones o pares de e-. C= 4 x 1 = 4 + 32 e- Cl = 7 x 4 = 28 C= 8 x 1 = 8 + 40 e- Cl =8 x 4 = 32 N° de e- enlaces = 40 e- - 32 e- = 8 e- / 2 4 enlace Cl Cl C Cl Cl
- 6. Repaso rápido de la Estructura de Lewis Estructura de Lewis para : BF3 excepción IA VIIIA 1 H IIA IIIA IVA VA VIA VIIA He 2 Li Be B C N O F Ne 3 Na Mg Al Si P S CL Ar 4 K Ca Ga Ge As SE Br Kr 5 Rb Sr In Sn Sb TE I Rn 6 Cs Na Tl Pb Bi Po At Xe 7 Fr Ra 1° Se suman los e- de valencia de los átomos 2° Se calcula el numero de e- para que todos los átomos completen el octeto electrónico 4° Se dibuja un esquema de la molécula. 3° Se calcula el numero de e- formaran enlaces( se resta 2°-1° ) 5° Se distribuyen los e- de electrones o pares de e-. B= 3 x 1 = 3 + 24 e- F = 7 x 3 = 21 B= 8 x 1 = 8 + 32 e- F =8 x 3 = 24 N° de e- enlaces = 32 e- - 24 e- = 8e- / 2 4 enlace F B F F
- 7. Repaso rápido de la Estructura de Lewis Estructura de Lewis para :PCl5 excepción 1° Se suman los e- de valencia de los átomos 2° Se calcula el numero de e- para que todos los átomos completen el octeto electrónico 4° Se dibuja un esquema de la molécula. 3° Se calcula el numero de e- formaran enlaces( se resta 2°-1° ) 5° Se distribuyen los e- de electrones o pares de e-. P= 5 x 1 = 5 + 40 e- Cl = 7 x 5 = 35 P= 8 x 1 = 8 + 48 e- Cl =8 x 5 = 40 N° de e- enlaces = 48 e- - 40 e- = 8e- / 2 4 enlace Cl Cl Cl P Cl Cl IA VIIIA 1 H IIA IIIA IVA VA VIA VIIA He 2 Li Be B C N O F Ne 3 Na Mg Al Si P S CL Ar 4 K Ca Ga Ge As SE Br Kr 5 Rb Sr In Sn Sb TE I Rn 6 Cs Na Tl Pb Bi Po At Xe 7 Fr Ra
- 8. HIBRIDACION
- 14. Hibridación del Carbono • En química, se conoce como hibridación a la interacción de orbitales atómicos dentro de un átomo para formar nuevos orbitales híbridos. Los orbitales atómicos híbridos son los que se superponen en la formación de los enlaces, dentro de la teoría del enlace de valencia, y justifican la geometría molecular. • El químico Linus Pauling desarrolló por primera vez la teoría de la hibridación con el fin de explicar la estructura de las moléculas como el metano (CH4) en 1931. Este concepto fue desarrollado para este tipo de sistemas químicos sencillos, pero el enfoque fue más tarde aplicado más ampliamente, y hoy se considera una heurística eficaz para la racionalización de las estructuras de compuestos orgánicos.
- 15. Hibridación del Carbono sp, sp2, sp3
- 16. ● Es la mezcla de orbitales atómicos en un átomo para originar orbitales híbridos HIBRIDACIÓN
- 17. • • * • 4 orbitales hibridos sp3 TIPOS DE HIBRIDACIÓN
- 18. 1 s 2 p 2 s ⇂ ↿ ↿ ⇂ ↿ ↿ CONFIGURACION DEL CARBONO Z =6 1 s 2 p 2 s ⇂ ↿ ↿ ↿ ↿ ↿ 1 s 2 p 2 sp3 ⇂ ↿ ↿ ↿ ↿ ↿
- 26. La configuración electrónica desarrollada para el carbono es: El primer paso en la hibridación, es la promoción de un electrón del orbital 2s al orbital 2p.
- 27. 2da. capa 2s 2px 2py 2pz 2da. capa 2s 2px 2py 2pz 4 orbitales híbridos sp3 cada uno ocupado por un electrón Estado electrónico FUNDAMENTAL de átomo de carbono 2sp3 Estado electrónico HIBRIDADO de átomo de carbono
- 28. Forma del orbital sp3
- 29. 4 orbitales híbridossp3 Estos orbítales son idénticos entre si, pero diferentes de los originales ya que tienen características de los orbítales “s” y “p” combinadas. Estos son los electrones que se comparten. En este tipo de hibridación se forman cuatro enlaces sencillos.
- 30. Esta hibridación da lugar a cuatro orbitales híbridos que se dirigen desde el centro de un tetraedro a sus vértices (geometría tetragonal), se combinan un orbital s y tres orbitales p, siendo el ángulo entre sus ejes de 109º28’. Este tipo de hibridación lo presentan las moléculas de agua, amoniaco y metano entre otras
- 31. En el metano los ángulos son los del tetraedro, sin embargo en el agua el ángulo es menor, esto es debido a la repulsión de los pares de electrones que tiene el oxígeno sin compartir con los electrones de enlace. En el caso del amoniaco ocurre algo similar pero la repulsión es menor, por lo que los ángulos son mayores. METANO AGUA AMONIACO 109,3° 105° 107°
- 33. Hibridación del oxígeno en el H2O
- 34. Hibridación del nitrógeno en el NH3
- 35. El átomo de carbono forma un enlace doble y dos sencillos.
- 36. 2da. capa 2s 2px 2py 2pz Hibridación sp2 2da. capa 2s 2px 2py 2pz 3 orbitales híbridos sp2 cada uno ocupado por un electrón y 1 orbital p con un electrón 2sp2 2pz
- 37. Hibridación sp2 de un átomo de carbono Estado fundamental Promoción de electrón Estado hibridizado sp2- orbitales sp2
- 38. Formación de orbitales híbridos sp2
- 40. Hibridación sp2 o trigonal: Se produce al combinarse un orbital s con dos orbitales p del mismo átomo, dando lugar a tres orbitales híbridos que adquieren una configuración plana triangular, los orbitales híbridos están dirigidos desde el centro a los vértices de un triángulo equilátero, con ángulos entre sus ejes de 120º. Este tipo de hibridación la presentan las moléculas del eteno, benceno y en general todos los dobles enlaces en el caso de los compuestos orgánicos.
- 41. Ejemplo: ETENO Se forma un enlace sigma por solapamiento de dos orbitales sp2 y un enlace pi por solapamiento lateral de dos orbitales p. C 1s2 2s2 2px 2p 1 y z 2p 1, promociona un electrón del orbital 2s al 2px, dando 1s2 2s1 2px 1 2p 1 2p 1 y z H 1s1
- 44. Hibridación sp o diagonal En este tipo de hibridación sólo se combina un orbital “p” con el orbital “s”. Con este tipo de hibridación el carbono puede formar un triple enlace
- 45. para la formación de Se produce cuando entran en juego, un enlace covalente, un orbital de tipo s y otro de tipo p, dando lugar a dos orbitales híbridos que se colocan linealmente, siendo el ángulo entre sus ejes de 180º. Este presentan fluoruro tipo de hibridación la el de hidruro de berilio, berilio y moléculas orgánicas con triple enlace como el acetileno, entre otros.
- 46. 2da. capa 2s 2px 2py 2pz Hibridación sp 2da. capa 2s 2 orbitales híbridos sp cada uno ocupado por un electrón y 2 orbital p con un electrón cada uno 2px 2py 2pz 2sp 2py 2pz
- 49. z C 1s2 2s2 2px 2py 1 2p 1 promociona un electrón del orbital 2s al 2px, dando x y z 1s2 2s1 2p 1 2p 1 2p 1 H 1s1 Se hibrida el 2s y el 2px, formándose dos orbitales híbridos sp con un electrón cada uno de ellos. Se forman tres enlaces uno de tipo sigma y dos de tipo pi. Como los electrones de los enlaces pi poseen , por la naturaleza del enlace, mucha movilidad, los enlaces pi se representan en muchas ocasiones en forma de nube electrónica por encima y debajo del enlace pi ETINO o ACETILENO
- 50. NITROGENO ● * 4 orbitales híbridos sp3
- 51. OXIGENO • ● * 4 orbitales hibridos sp3
- 52. OXIGENO
- 53. HIBRIDACIÓN sp2
- 54. ● Geometría electrónica:plana trigonal ● Geometría molecular:plana A-COMPUESTOS CON DOBLE ENLACE
- 55. Pág 97.Alfonso
- 56. HIBRIDACIÓN sp2
- 57. ● Geometría electrónica:plana trigonal ● Geometría molecular:plana A-COMPUESTOS CON DOBLE ENLACE
- 58. HIBRIDACIÓN sp2
- 59. ● Geometría electrónica:plana trigonal ● Geometría molecular:plana A-COMPUESTOS CON DOBLE ENLACE
- 61. Prof. Ing. Quim. Eduardo Caballero Ferreira “Geometría Molecular”
- 62. Antes de comenzar a ver la geometría molecular debemos tener algunos conceptos claros en nuestro vocabulario científico. • Enlace Químico: Unión de átomos iguales o distintos con la finalidad de formar una molécula confiriendo mayor estabilidad. • Electrones de valencia: Son electrones que se encuentran en el mayor nivel de energía. • Regla del octeto: Es cuando los átomos de los elementos se enlazan unos a otros para completar en su capa exterior ocho electrones de valencia, logrando una mayor estabilidad. Para esto el elemento puede ganar, perder o compartir electrones. • Regla del dueto: Los átomos de los elementos de tamaño pequeño, como el hidrógeno, litio y berilio cuando forman enlaces, tienden a completar su nivel de energía con dos electrones, logrando la estabilidad del Helio. • Estructura de Lewis: Son electrones del ultimo nivel de energía que se dibujan alrededor del átomo en forma de cruz o puntos. • Enlace iónico: Involucra una transferencia de electrones desde un átomo a otro con una diferencia de electronegatividad ≥ 1,7. • Enlace covalente:Se forma por compartir uno o más pares de electrones entre dos átomos, adquiriendo ambos estructura electrónica de gas noble. Su diferencia de electronegatividad < 1,7.
- 63. Geometría Molecular La geometría molecular es la disposición tridimensional de los átomos que conforman una molécula. Si se conoce la estructura de Lewis de una molécula, podremos predecir su geometría utilizando la teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV). Esta teoría se basa en el hecho que los electrones tienden a repelerse entre sí (por similitud de cargas). Por tal motivo, los orbitales que contienen a los electrones se orientan de tal forma que queden lo más alejados entre sí. Es importante notar que la geometría de la molécula está referida siempre al átomo central, y que, para determinarla correctamente, debemos conocer el número de coordinación total de dicho átomo. N° coordinación = N° átomos unidos + N° pares libres Fuente: http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/344- geometria-molecular-teoria-rpecv.html
- 64. ¿Cómo determinamos entonces la geometría molecular? • Para esto debemos trabajar con la estructura de Lewis, identificando; átomo central (menos electronegativo excepto el hidrógeno), pares de electrones enlazados y pares de electrones no enlazados. Para determinar la geometría utilizamos la siguiente fórmula: AXnEm E n A Átomo central Número de ligando al átomo central Pares de electrones libres en torno al átomo central B Ligando unidos al átomo central m Número de pares de electrones libres
- 65. Entonces…¿Cuáles son los tipos de geometría molecular? Geometría Lineal: Son moléculas del tipo AX2 en las que el átomo central no tiene pares solitarios. Para evitar repulsiones entre los pares enlazantes, dispone los grupos X lo más alejados posible. La molécula es lineal con ángulos de enlace de 180º. Ejemplo: BeCl2 - Identificamos los electrones de valencia de cada elemento. El berilio tiene dos electrones de valencia y el cloro siete electrones de valencia. - De estos dos átomos el menos electronegativo es el berilio. Este será nuestro átomo central y sus dos electrones se dibujan los más alejado posible por la teoría de repulsiones. - Luego se dibujan los electrones de cada cloro. Geometría Trigonal Plana: Son moléculas del tipo AX3 en las que el átomo central no tiene pares solitarios. La molécula es trigonal plana con ángulos de enlace de 120º. Ejemplo: BF3 - Identificamos los electrones de valencia de cada elemento. El boro tiene tres electrones de valencia y el flúor siete electrones de valencia. - De estos dos átomos el menos electronegativo es el boro. Este será nuestro átomo central y sus tres electrones se dibujan los más alejado posible por la teoría de repulsiones. - Luego se dibujan los electrones de cada flúor alrededor del boro.
- 66. Geometría trigonal piramidal: Son moléculas del tipo AX3E en las que el átomo central tiene un par solitario. La molécula es trigonal piramidal con ángulos de enlace de 107°. Ejemplo:NH3 - Identificamos los electrones de valencia de cada elemento. El N tiene cinco electrones de valencia y el hidrógeno tiene un electrón de valencia. - De estos dos átomos el menos electronegativo es el hidrógeno, sin embargo nunca será átomo central. Entonces nuestro átomo central será el N y sus cinco electrones se dibujan los más alejado posible por la teoría de repulsiones. - Luego se dibujan los electrones de cada hidrógeno alrededor del nitrógeno. - De estos Geometría Tetraédrica: Son moléculas del tipo AX4 en las que el átomo central no tiene pares solitarios. La molécula es tetraédrica con ángulos de enlace de 109,5°. Ejemplo: CH4 - Identificamos los electrones de valencia de cada elemento. El carbono tiene cuatro electrones de valencia y el hidrógeno tiene un electrón de valencia. dos átomos el menos electronegativo es el hidrógeno, sin embargo, nunca será átomo central. Entonces nuestro átomo central será el carbono y sus cuatro electrones se dibujan los más alejado posible por la teoría de repulsiones. - Luego se dibujan los electrones de cada hidrógeno alrededor del carbono. Entonces…¿Cuáles son los tipos de geometría molecular?
- 67. • Geometría Angular: • Son moléculas del tipo AX3E2 en las que el átomo central tiene dos pares de electrones solitarios. • La molécula es angular con ángulos de enlace de 104,5°. • Ejemplo:H2O • - Identificamos los electrones de valencia de cada elemento. El O tiene seis electrones de valencia y el hidrógeno tiene un electrón de valencia. - De estos dos átomos el menos electronegativo es el hidrógeno. Pero nuestro átomo central será el O y se dibujan sus seis electrones - Luego se dibujan los electrones de cada hidrógeno alrededor del oxígeno. Otras geometrías… Entonces…¿Cuáles son los tipos de geometría molecular?
- 68. Ejemplo 1: ¿Qué geometría molecular tiene el PF3? Primero se debe determinar los electrones de valencia y la estructura de Lewis de cada elemento. P= 5 electrones de valencia F= 7 electrones de valencia por 3 átomos son 21 electrones de valencia Segundo determinar el átomo central por su electronegatividad. Dibujar la molécula y determinar la geometría molecular . En este caso es una molécula AX3E Geometría trigonal piramidal
- 69. Ejemplo 2: ¿Qué geometría molecular tiene el NH4+? Primero se debe determinar los electrones de valencia y la estructura de Lewis de cada elemento. N= 5 electrones de valencia. Pero en la fórmula aparece un signo +, esto quiere decir que hay un electrón menos en el átomo central ( 4 electrones de valencia). Si apareciera en la fórmula un signo negativo significa que el átomo central gana electrones. H= 1 electrón de valencia por 4 átomos son 4 electrones de valencia. Segundo determinar el átomo central, como se presentan hidrógenos el átomo central será el Nitrógeno. Dibujar la molécula y determinar la geometría molecular . En este caso es una molécula AX4. Geometría tetraédrica
- 70. Actividad: Determina la geometría molecular de las siguientes moléculas, realizando todo el desarrollo… 𝑪𝑯+ 𝟑 𝑵𝒂𝟐𝑻𝒆 𝑨𝒍𝑯𝟑 𝑩𝒆𝑯𝟐 𝑨𝒍𝑪𝒍𝟑 𝑺𝑶𝟐 𝑺𝑶𝟐− 𝟒 𝑺𝒊𝑭𝟒 𝑵𝒂𝟐𝑶 𝑯𝟐𝑺 𝑷𝑯𝟑 𝑨𝒔𝑪𝒍𝟑 𝑪𝑶𝟐 𝑪𝑪𝒍𝟒 𝑵𝑯𝟑 𝑩𝑯𝟒-
- 71. ● Es la disposición de los átomos en el espacio ● Permite predecir la polaridad de una molécula ● Se da por la repulsión de los pares de electrones del átomo central GEOMETRÍA MOLECULAR
- 72. ● Son moléculas tetraédricas,apolares(Los 4 dipolos son simétricos y se cancelan) ● Elementos de grupo IV A(tiene 4 electrones en el nivel más externo ocupado) ● CH4,CCl4,CF4,SiH4,SiF4,NH4+ ● 4 enlaces sigma (s-sp3)CH4 CCl4=(p-sp3) ● Geometría molecular y electrónica:tetraédrica A-MOLÉCULAS AB4
- 73. ● Son moléculas piramidales,con base triangular ● Elementos de grupo V A(tiene 5 electrones en el nivel más externo ocupado) ● Forman compuestos covalentes (comparten 3 electrones con otros átomos)forman 3 enlaces sigma ● NH3,NF3,PH3,PF3 ● El angulo es menor a 109,5 debido a la repulsión entre par solitario y par enlazante ● Geometria electrónica: tetraédrica ● Geometría molecular: piramidal B-MOLÉCULAS AB3
- 75. • sp3 sp2 sp a)Moléculas AB4(sin pares de electrones sin compartir)CH4,NH4 ●b)Moléculas AB3(con un par de electrones sin compartir)NH3,PF3 ●c) Moléculas AB2(con 2 pares de electrones sin compartir)H2O,S2O a)Compuestos con doble enlace(C2H4) b)Moléculas AB3 sin pares de electrones no compartidos(BF3) c)SO2 a)Compuestos con triple enlace y dos dobles enlaces(C2H2) b)Compuestos AB3 sin pares de electrones no compartidos(BeX2,CdX2, HgX2) TIPOS DE HIBRIDACIÓN
- 77. Alfonso.Pag 99
- 78. ● Son moléculas angulares,polares (2 par de electrones no compartidos) ● Elementos de grupo VI A(tiene 6 electrones en el nivel más externo ocupado) ● Forman compuestos covalentes (comparten 2electrones con otros átomos)forman 2 enlaces sigma (s- sp3)H2O ● H2O,H2S,Cl2O ● Los dipolos son asimétricos ,no se cancelan ● El angulo es menor a 109,5 debido a la repulsión entre par de electrones solitario y pares enlazantes ● Geometria electrónica: tetraédrica ● Geometría molecular: angular C-MOLÉCULAS AB2
- 79. Pág 99.Alfonso
- 80. ● Boro: forma compuestos covalentes por union con 3 átomos (3 dipolos simétricos se cancelan,dan moléculas apolares) ● BF3,BCl3,BBr3 y BI3 ● Geometría molecular:trigonal plana ● Geometría electrónica:trigonal plana ● otros ejemplos:SO3,H-CHO,(NO3)-1,(CO3 )–2 B-MOLÉCULAS AB3
- 81. Ej: BF3
- 82. Pag 96.Alfonso
- 83. ● S= átomo central con 3 pares de electrones(2 par enlazante,1 par libre) ● Molécula polar ● Geometría electrónica: trigonal plana ● Geometría molecular:angular(menor a 120°) ● Repulsión par libre contra par enlazante es mayor a repulsión par enlazante contra par enlazante C-SO2
- 85. 3- sp HIBRIDACIÓN SP
- 86. ● C2H2 ● 1 orbital s y orbital p=2 orbitales hibridos sp ● 1 enlace sigma y 2 enlaces pi ● El orbital 2 p inalterado:2 enlaces pi ● Geometría electrónica: lineal ● Geométría molecular: lineal ● Otros ejemplos:HCN A-COMPUESTOS CON TRIPLE ENLACE (Y DOS DOBLES ENLACES
- 87. Pag 103
- 88. ● Moléculas lineales(ángulo 180°),apolares,covalentes ● BeX2,CdX2,HgX2(X=Cl,Br,I) ● Enlace Be-Cl es polar,misma magnitud sentidos opuestos= molécula es apolar ● Be: en estado fundamental no puede formar enlaces.Al hibridizarse genera orbitales hibridos sp B-MOLÉCULAS AB3
- 90. Selección múltiple.Alfonso (pág 105:2.8 ,2.11 y 2.14)
- 91. Pag 105 ● 2.8 orbitales híbridos=átomo central ● CO2 =sp ● SO2 =sp2 ● BI3 =sp2 Resp)d ● 2.11 AB3 sin pares de electrones no compartidos,angulos de enlace =120° ● Trigonal plana Resp )c ● 2.14 Molécula polar ● a)F2 =apolar ● b)CO2=apolar ● c)BeCl2=apolar ● d)CH4=apolar ● e)NCl3=polar Resp)e
- 92. Ejercicios Alfonso. Pág 105:2.16,2.17,2.19 • 2.16 • *H2O =Hibridación sp3(átomo central O),molécula angular y polar • *SO2=Hibridación sp2(átomo central S), molécula angular y polar • R= b) I y III
- 93. Ejercicios Alfonso pág 105:2.16,2.17,2.19 • 2.17 • *SO3=apolar ,hibridación sp2 *BCl3=apolar, hibridación sp2 *SO2=polar, hibridación sp2 *CO2=apolar, hibridación sp • *H2S=polar, hibridación sp3 R=c) • 2.19 • *SO3=sp2 *CO2=sp *BeH2=sp *H2S=sp3 *PH3=sp3 • R=d)Solo 1
- 94. Pág 106.Alfonso.2.20 Y 2.21
- 95. Pág 106 ● 2.20 SO3? Hibridación sp2 ● G.molecular y electrónica: ● Trigonal plana Resp) a ● 2.21 Resp)e ● ● G. ELECTRÓNICA G.MOLECULAR PF3=Molécula polar Hibridación sp3 Tetraédrica Piramidal NH3=Molécula polar Hibridación sp3 Tetraédrica Piramidal H20=Molécula polar Hibridación sp3 Tetraédrica Angular
- 96. Pag 333.Selección múltiple.Alfonso ● 7 ● C1 -C2= sp3-sp ● C2- C3= sp-sp ● C3- C4 =sp-sp3 ● * 2 enlaces sp3-sp,1 enlace sp-sp ● Resp) c
- 97. Alfonso.Pág 334 ● 12 ● 12 • Metilvinilcetona • sp3:CH3 (1) • sp2:CH2=,=C=O,-CH= (4) • sp: 0 • Resp)a
- 98. Alfonso .Pág 335 ● 18 ● I: CH3 (sp3) ● II: C= (sp2) ● III: =C= (sp) ● IV: C= (sp2) Resp)b
- 99. Alfonso .Pág 335 ● 39 ● sp= ?( C1,C2,C7) ● Resp)c
- 100. Enlace covalente coordinado o dativo en elementos de VA,VIA,VIIA
- 101. • *Se utiliza:A) el símbolo del elemento • B) puntos para representar los electrones • *La cantidad de puntos colocados alrededor del símbolo es igual al número de electrones(en orbitales s y p más externos) • *También se indican electrones apareados y desapareados • • Ultimo nivel= 6 electrones(2 electrones apareados y 2 electrones desapareados) ESTRUCTURA DE LEWIS
- 102. ESTRUCTURA DE LEWIS
- 103. ESTRUCTURA DE LEWIS
- 104. LEWIS HNO3 Y H2SO4
- 105. • • O=6x4=24 • Cl=7x1= 7 • H=1x1= 1 • 32 electrones • * 3 dativas LEWIS HClO4
- 106. • Son fuerzas de unión que existen entre las moléculas DIPOLO-DIPOLO DISPERSIÓN DE LONDON ENLACE DE HIDRÓGENO ●En moléculas polares neutras(µ#0) ●Se atraen cuando el extremo + está cerca del extremo – de otra molécula ●A mayor fuerza dipolo- dipolo, mayor µ ●Sólido;unidos de forma rígida.Líquido:no unidos de forma rígida *Es resultado de dipolos temporales inducidos en los átomos o moléculas *Depende de la polarizabilidad de la molécula *Aumentan con la masa molar y n° de electrones * Actuan en moléculas polares y apolares *En moléculas apolares son las únicas fuerzas intermoleculares de atracción presentes HBr < HCl< HI ●Son más fuertes que dipolo-dipolo o de dispersión London ●Es una interaccíon dipolo- dipolo especial ●Atracción intermolecular entre átomos de H de un enlace (H-F,H-O,H-N) y el par de electrones no compartido de un átomo electronegativo(F,O,N) de otra molécula ●Puentes de H > Dipolo- dipolo > London FUERZAS INTERMOLECULARES
- 107. Ión- dipolo
- 108. Ión –dipolo inducido
- 109. ● La separación de cargas + O – se debe a la proximidad de una molécula polar Dipolo-dipolo inducido
- 110. ● Es resultado de dipolos temporales inducidos en los átomos o moléculas Dispersión de London
- 112. Enlace de Hidrógeno(Puente de H)
- 113. INTERACCIONES SOLUTO-SOLVENTE ●MOLÉCULAS POLARES ●solubles en agua(acetona en agua) e insolubles en líquidos de moleculas apolares MOLÉCULAS APOLARES insolubles en agua y solubles en líquidos de moléculas apolares(éteres,benceno,alcanos líquidos ●SOLUCIÓN :cuando una sustancia(soluto) se dispersa en otra (solvente) ●Afinidad entre molécula de soluto y solvente es por : ●* dipolo-dipolo o ●*Puente de H intermolecular AUMENTA SOLUBILIDAD SOLUBILIDAD
- 114. ● Solución de NaCl=se disuelve fácilmente en H2O (por interacción de iones NaCl y moléculas polares de H2O) ● El extremo + del H2O:se orienta hacia Cl- ● El extremo – del H2O:se orienta hacia Na+ ● Ión-dipolo: Na+_H2O Cl- _H2O DISOLUCIÓN DE NaCl
- 115. 1-Hidrocarburos Apolares.Insolubles en agua.Solubles en solventes apolares 2-Alcoholes *Monoalcoholes: Ej:CH3OH soluble en H2O C10H21OH insoluble en H2O *Polialcoholes: CH2OH-CHOH-CH2OH Glicerina(más soluble en H2O que 1 propanol) CH3-CH2-CHOH 1-propanol Solubles en H2O(OH forma puente de H agua-alcohol) Mayor número de C,menor polaridad del OH. Aumenta influencia del hidrocarburo ,se vuelve más apolar e insoluble en H2O Más solubles en H2O que los monoalcoholes de igual número de C(más OH,mayor afinaidad por H2O,mayor Puente de H) SOLUBILIDAD
- 116. 3-Eteres De bajo n° de C(solubilidad en H2O similar a la de los alcoholes(Por enlace de H ENTRE o polar de éteres y el H del H2O 4-Ácidos orgánicos Solubles en H2O(parecida a OH) pueden ser más solubles en H2O que OH DE peso aproximado.For,a puentes de H SOLUBILIDAD
- 117. Ejercicios Alfonso. Pág 140:2.2 Y 2.6 • 2.2 • H2O=polar, p de H * H2S=polar, dipolo y L *CH4=apolar, solo London • NH3=polar, p de H *PH3=polar R=c)
- 118. Seleccion múltiple pág 141.Alfonso 2.6,2.8,2.15,2.17 • 2.6 dipolo-dipolo=moléculas polares • CO2 =apolar BF3=apolar ● SO2=polar CCl4=apolar ● HF= Puente de H Resp)b • 2.8 H2O=puente de H • NH3=puente de H • CH3NH2=puente de H • CH3OH=puente de H • CH3F=no forma puente de H • Resp) e
- 119. Selección múltiple Pág 142 (2.15,2.17) • • • 2.15 • * HCl y H2S=no forman enlace de H • *London es predominante por el tamaño y la polarizabilidad en todos • Resp)c
- 120. Selección múltiple .Pág 142 • 2.17 a)CO2=London (dipolo-dipolo inducido) • b)H2S=no forma enlace de H • c)CH3NH2=forma puente de H • d)CH3F=no forma puente de H • e)CH3Br(polar)=dipolo-dipolo ● Resp)e
- 121. Ejercicios Alfonso. Pág 140:,2.22,2.24 • 2.22 .CH3OH=p de H (principal) Resp. e) • 2.24 • a)CH3F=polar b) CH3F=polar c)CH3F=polar d) CF4=apolar e) CF4=apolar • NF3=polar CF4=apolar SO2=polar CO2=apolar NF3=polar • BF3=apolar SO2=polar NF3=polar BF3=apolar BF3=apolar • Resp. c)
- 122. Pág 163-Alfonso 1.2 ● 1.2 ● NaBr en H2O= ión -dipolo ● Resp b)
- 123. Ejercicios Alfonso. Pág 164:1.3 • 1.3 • Iodo=I2=apolar soluble en disolvente apolar • a)CCl4=apolar • b)H2O=polar • c)CH3Cl=polar • d)CH3OH=polar • e)CH3OCH3= La solubilidad en agua disminuye al aumentar el peso molecular,igual a alcoholes • Resp. a)
- 125. • 1.4 disolución de iodo(apolar) en CCl4(apolar) • A,b y c=para moléculas polares • Resp)d ● 1.7 Fuerza intermolecular etanol en H2O(polares)= ambos forman puente de H ● Resp c) ● 1.10 KBr(polar) =soluble en H2O(polar) ● Iodo y naftaleno(Apolares)=soluble en CCl4(apolar ● Etanol(polar)= insoluble en ciclohexano(apolar) ● CaCl2=soluble en H2O R)d ●