Estructura Molecular 3

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Presentation Transcript


1. Estructura Molecular (3) Teoría del Orbital Molecular

3. B, C y N

5. Li2

6. Li2 Orden de enlace: OE = (4-2)/2 = 1 Multiplicidad: 1 ? singulete Diamagnética

7. Be2

8. General

9. B, C y N

10. B2 (una excepción)

11. B2 Orden de enlace: OE = (6-4)/2 = 1 Paramagnética. M = 2(1) + 1 = 3 ? Triplete

12. C2 (otra excepción)

13. C2 Orden de enlace: OE = (8-4)/2 = 2 C?= C Diamagnética. M = 2(0) + 1 = 1 ? Singulete

14. N2 (otra excepción)

15. N2 Orden de enlace: OE = (10-4)/2 = 3 N?? N Diamagnética. M = 2(0) + 1 = 1 ? Singulete

16. General

17. O2

18. O2 Orden de enlace: OE = (10-6)/2 = 2 O?= O Paramagnética. La teoría de orbitales moleculares es la única que predice el paramagnetismo del oxígeno.

19. Paramagnetismo del O2

20. O2 M = 2(1) + 1 = 3 ? Triplete

21. F2

22. F2 Orden de enlace: OE = (10-8)/2 = 1 F?- F Diamagnética. M = 2(0) + 1 = 1 ? Singulete

23. Ne2

24. Moléculas diatómicas heteronucleares

25. Diagramas de correlación

26. Monóxido de carbono (CO) 6C: 1s2 2s2 2p2 8O: 1s2 2s2 2p4 (?1s)2 (?1s*)2 (?2s)2 (?2s*)2 (?2p)2 (?2px)2 (?2py)2 Orden de unión = 3

27. NO 7N: 1s2 2s2 2p3 8O: 1s2 2s2 2p4 (?1s)2 (?1s*)2 (?2s)2 (?2s*)2 (?2p)2 (?2px)2 (?2py)2 (?2px*)1 Orden de unión = 2.5

28. NO

29. NO+ y CN- 6C: 1s2 2s2 2p2 7N: 1s2 2s2 2p3 8O: 1s2 2s2 2p4 NO+ y CN- son especies isoelectrónicas al CO

30. HF

31. HCl

32. Moléculas poliatómicas

33. BeH2

34. H2O

35. CO2

36. CH4

37. Problemas ¿Cuáles de las siguientes moléculas son paramagnéticas y cuáles diamagnéticas? Explicar. B2, C2, O2, CO, NO

38. Problemas Calcular el orden de enlace de las siguientes moléculas: B2, C2, O2, CO, NO

39. Problemas Prediga la hibridación del átomo central para las siguientes moléculas: BeCl2, CCl4, BF3

40. Problemas ¿Cuál de los siguientes enlaces será iónico? H - H O - Cl Na - F C - N Cs - F Zn - Cl

41. Problemas Escriba las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas: HF CCl4 CO CO2

42. Problemas Escriba las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas: NH4+ C2H6 C2H4 C2H2 HCl HCN

43. Problemas Describa las diferencias esenciales entre un enlace ? y un enlace ?

44. Problemas ¿Qué orbitales híbridos presentan las siguientes geometrías? Octaédrica. Tetraédrica. Triangular. Lineal.

45. Problemas Explique por qué la molécula de agua es angular.

46. Problemas Compare las energías de enlace de las siguientes especies químicas: O2, O2-, O2+ N2, N2-, N2+

47. Enlace covalente coordinado

48. Enlace covalente coordinado El enlace covalente coordinado es una forma de compartir electrones en la que uno de los átomos que participa en el enlace dona un par de electrones y el otro los acepta en un orbital vacío. H3N:?BF3 Los compuestos resultantes se llaman aductos: H3NBF3

49. Formación del H3NBF3

50. Ácidos y bases de Lewis Las especies químicas que tienen pares de electrones sin compartir se conocen como Bases de Lewis. Ejemplos de bases de Lewis son: :NH3, :NO2, H2O

51. Ácidos y bases de Lewis (2) Las especies químicas que tienen orbitales vacíos para aceptar pares de electrones se denominan Ácidos de Lewis. Los metales de transición son ejemplos de ácidos de Lewis por tener orbitales vacíos en su capa de valencia.

52. Compuestos de coordinación Un compuesto de coordinación (antiguamente se les llamaba complejos) es un metal rodeado por moléculas o iones llamados ligantes. Los ligantes son bases de Lewis y tienen al menos un par de electrones sin compartir.

53. Compuestos de coordinación (2) Se llaman compuestos de coordinación porque los enlaces entre el metal y los ligantes son enlaces covalentes coordinados. Al metal y los ligantes que lo rodean se les llama a veces esfera de coordinación.

54. Compuestos de coordinación (3) Cuando se escribe la fórmula química del compuesto de coordinación, la esfera de coordinación se pone dentro de paréntesis cuadrados para distinguirla de otras partes del compuesto.

55. Compuestos de coordinación (4) Ejemplo: [Cu (NH3)4]SO4 [Cu (NH3)4] es el catión. SO4 es el anión. Cuatro ligantes “amino” (neutros) rodean al Cu. Así que el estado de oxidación del cobre es 2: Cu (II).

56. Átomo donador El átomo donador es el que está directamente ligado al metal central. En el caso del :NH3 es el Nitrógeno.

57. Número de coordinación El numero de coordinación es el número de átomos donadores directamente ligados al átomo central. Así, en el [Cu (NH3)4], el número de coordinación es cuatro y en el [Co (NH3)4Cl2] es seis (4 N y 2 Cl)

58. Ligantes monodentados Donan un solo par de electrones. La mayoría de los ligantes monodentados son neutros o aniónicos.

59. Algunos ligantes monodentados neutros

60. Algunos ligantes monodentados aniónicos

61. Algunos ligantes monodentados aniónicos (2)

62. Ligantes bidentados Dos posiciones de coordinación. Etilendiamina

63. Ligantes multidentados Mas de dos posiciones de coordinación EDTA4-. Seis posiciones de coordinación

64. Nomenclatura de los compuestos de coordinación Ver vínculo en la página del curso

65. Isomería de compuestos de coordinación

66. Isomería conformacional Dos substancias con la misma fórmula, pero diferente esteroquímica.

67. Isomería conformacional (2) ML4 Cuadrada - tetraédrica

68. Isomería conformacional (3) ML5 Bipirámide triangular – pirámide cuadrada

69. Isomería conformacional (3) ML6 Octaedro – prisma triangular

70. Isomería Geométrica Cis – trans MX2Y2 Cuadrada (no se da en tetraédrica).

71. Isomería Geométrica (2) MX3Y2 Bipirámide triangular

72. Isomería Geométrica (3) MX3Y2 Pirámide cuadrangular

73. Isomería Geométrica (4) MX3Y3 Octaedro Fac – Mer Facial por estar los tres ligantes en la misma cara del octaedro.

74. Isomería Geométrica (5) MX4Y2 Octaedro

75. Isomería Geométrica (6)

76. Isomería Geométrica (7)

77. Isomería Geométrica (8) MX4Y2 Octaedro

78. Isomería Geométrica (9)

79. Isomería Geométrica (10)

80. Isomería Geométrica (11)

81. Isomería de posición de coordinación

82. Isomería de posición de coordinación Solo se presenta en polinucleares.

83. Isomería de posición de coordinación (2) OH (NH3)4 Co Co (NH3)2 Cl2 OH OH Cl(NH3)3 Co Co (NH3)3 Cl OH

84. Isomería de coordinación

85. Isomería de coordinación ?Co (NH3)6]3+ ?Cr Cl6]3- Pueden unirse por medio de un enlace iónico ?Co (NH3)6] ?Cr Cl6] Hexaclorocromato(III) de hexamincobalto(III)

86. Isomería de coordinación (2) ?Co (NH3)6] ?Cr Cl6] ?Co (NH3)5 Cl] ?Cr (NH3) Cl5] ?Co (NH3)4 Cl2] ?Cr (NH3)2 Cl4]

87. Isomería de ionización

88. Isomería de ionización ?Co (NH3)5Br]2+ =SO4 Sulfato El sulfato es un buen ligante: ?Co (NH3)5 SO4]+ -Br Bromuro

89. Isomería de hidratación

90. Isomería de hidratación ?Cr (H2O)6]Cl3 Cloruro de hexaaquo cromo(III) ?Cr (H2O)5Cl]Cl2?H2O ?Cr (H2O)4Cl2]Cl?2H2O ?Cr (H2O)3Cl3]?3H2O

91. Isomería de unión (linkage)

92. Isomería de unión ?Cr (H2O)5SCN]2+ ?Cr (H2O)5NCS]2+ ?Co (NH3)5NO2]2+ ?Co (NH3)5ONO]2+

93. Isomería de unión (2)

94. Isomería del ligante

95. Isomería del ligante CH2 – CH – CH3 :NH2 :NH2 (1,2) diamino propano CH2 – CH2 – CH2 :NH2 :NH2 (1,3) diamino propano

96. Isomería óptica

97. Isomería óptica Enantiómeros. No se pueden superponer.

98. Isomería óptica (2)

99. Isomería óptica (3)

100. Actividad óptica

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