Hidrógeno

Carbono

Agua

Etileno

Acetileno

Símbolos y estructuras de Lewis: Modelo más simple para describir el enlace químico (sólo en moléculas cons tituidas por átomos de elementos representativos).

ENLACE QUÍMICO

GEOMETRIA DE LAS MOLECULAS

• Geometría molecular →→→→ Arreglo tridimensional de los átomos en una molécula.

• Efecto importante en propiedades físicas y químicas .

• Predicción de al geometría molecular con base en la s estructuras de Lewis.

• Teoría de la repulsión de los pares de electrones d e la capa de valencia →→→→ los átomos en una molécula adquieren el arreglo esp acial en que se minimiza la repulsión entre los pares de electrones, de enlace y de no enlace, sobre el átomo central.

Dos consideraciones:

1) En lo que respecta a la aplicación de este modelo , los enlaces dobles y triples en una molécula se consideran como enlaces sencillos. Ejemplo:

En la molécula O=S=O se consideran dos enlaces senc illos

2) Repulsión de pares de electrones obedece el orde n:

par solitario-par solitario >>>> par solitario-par de enlace >>>> par de enlace-par de enlace

• Clasificación (por simplicidad):

• - Moléculas sin pares de electrones solitarios sobre el átomo central.

• BeCl 2, BF3, CH4

• -Moléculas con uno ó más pares de electrones solitar ios en el átomo central.

• SO2, NH3

TEORÍA UNIÓN VALENCIA(TEORÍA ENLACE VALENCIA)

H-H y F-F →→→→ enlaces descritos de la misma manera en el modelo de Lewis.

Se sabe experimentalmente que la distancia de enlac e y la energía de disociación son diferentes para estas mo léculas.

Teoría unión valencia →→→→ el enlace químico se forma por el traslape de orbitales atómicos centrados en diferentes átomos.

Energía calculada para diferentes valores de la distancia H-H.

Traslape óptimodH-H de equilibrio

H2Edisociación = 436.4 kJ/moldH-H=74x10-12 m

¿Cómo explica la teoría de Unión Valencia que para la molécula de F 2Edisociación = 150.6 kJ/mol y d F-F = 142 x 10-12 m?

¿Cómo describe la teoría de unión valencia el enlace en moléculas que contienen dos ó más

átomos?

CONCEPTO DE HIBRIDACIÓN.

Molécula BeCl 2

Berilio →→→→ átomo central.

Be (Z=4) 1s22s2 →→→→ no presenta orbitales con ocupación simple.Cl (Z=17) [Ne]3s 23p5

Es posible alcanzar el estado excitado 1s 22s12px1 que posee dos

orbitales que pueden traslapar con los orbitales 3p x de los átomos de cloro.

Problema: se sabe experimentalmente que la molécula BeCl 2 tiene geometría lineal y está formada por dos enlaces Be-C l equivalentes. .

2s y 2p x no son orbitales equivalentes (no permiten explicar la geometría lineal de la molécula).Se propone la formación de dos orbitales híbridos equivalentes:

A partir de dos orbitales atómicos 2s y 2p x no equivalentes se propuso la formación dos orbitales híbridos sp equiv alentes.Los orbitales 2p y y 2p z restantes no participan del proceso de hibridación.

HIBRIDACIÓN sp 2

BF3 Geometría plano trigonal con tres enlaces B-F equiv alentes.

B (Z=5) 1s22s22px1 (átomo central)

F (Z=9) 1s22s22p5

En el estado basal el boro sólo podría formar un en lace B-F.

Tres orbitales híbridos equivalentes sp 2

HIBRIDACIÓN sp 3

Metano CH 4 geometría tetraédrica con cuatro enlaces C-H equiva lentes.

C (Z=6) 1s22s22p2 átomo centralH (Z=1) 1s1

En el estado basal el carbono sólo podría formar do s enlaces C-H.

Procedimiento para formar orbitales híbridos.

El concepto de hibridación sólo se utiliza en moléc ulas para explicar el enlace químico (no se utiliza en átomos aislados).

Hibridación →→→→ mezcla de dos ó más orbitales atómicos no equivalent es de un mismo átomo.

Número de orbitales híbridos = Número de orbitales atómicos que participan en el proceso de hibridación.

En moléculas poliatómicas el enlace químico se forma por el traslape de los orbitales híbridos en el átomo central con los orbitales de los átomos periféricos (sólo enlaces simples ).

Tipos de hibridación:

sp dos orbitales híbridos equivalentes →→→→ geometría lineal.sp 2 tres orbitales híbridos equivalentes →→→→ geometría plano trigonal.sp 3 cuatro orbitales híbridos equivalentes →→→→ geometría tetraédrica.

Otros tipos de hibridación

sp 3d cinco orbitales híbridos equivalentes →→→→geometría de bipirámide trigonal.

sp 3d2 seis orbitales híbridos equivalentes →→→→geometría octaédrica.

Enlace en moléculas que contienen dobles y triples enlaces.

Hibridación sp 2 en los átomos de carbono (geometría plano trigonal) →→→→ tres enlaces equivalente (dos C-H y uno C-C).

Los orbitales 2p z que no participan del proceso de hibridación forman un enlace adicional C-C.

Eteno

Acetileno

TEORÍA DE ORBITALES MOLECULARES

Teoría alternativa a la teoría de Unión Valencia (en realidad la teoría de orbitales moleculares es la más empleada actualmente en el campo de la química cuántica).

Átomos polielectrónicos →→→→ configuraciones electrónicas se construyen como productos de orbitales atómicos (funciones hid rogenoides).

Li(Z=3) 1s 22s1

Orbital molecular →→→→ función que describe a un electrón dentro de una molécula.

Los n orbitales moleculares que describen a los n el ectrones presentes en una molécula se construyen a partir de los orbitales atómicos (funciones hidrogenoides) centrados en los diferentes átomos que constituyen la molécula.

Orbital molecular: función que describe al electrón en toda la molécula (no sólo traslape entre orbitales atómicos como en la teoría de unión valencia).

Teoría Unión Valencia →→→→ los electrones están asociados con el átomo de origen.

Teoría de Orbitales moleculares →→→→ Los electrones pertenecen a la molécula y no están asociados con ningún átomo en p articular.

Traslape entre funciones 1s centradas en cada uno de los átomos.

Orbitales moleculares: se obtienen como combinación de los orbitales atómicos centrados en los diferentes átom os que constituyen la molécula.

Molécula de hidrógeno H 2

HA + HB1sA 1sB

funciones hidrogenoides: poseen un carácter ondulat orio →→→→cuando se combinan entre sí puede existir una interf erencia constructiva o destructiva (como con cualquier onda ).

Orbital tipo σσσσ: orbital simétrico ante rotación del eje internuclear.

σσσσ = 1sA + 1sB

Interacción constructiva (orbital molecular de enla ce):incrementa la densidad electrónica en la región internuclear, por tanto favorece la formación del enlace químico al compensar la repulsión entre los núcleos .

σσσσ* = 1sA −−−− 1sB

Interacción destructiva (orbital molecular de antie nlace):Disminuye la densidad electrónica en la región internuclear, por lo que no favorece la formación d el enlace químico.(también es simétrico ante rotación del eje internu clear)

Diagrama de orbitales moleculares

El orbital σσσσ1s tiene menor energía que el orbital σσσσ1s*

Cada orbital molecular se puede asociar con dos fun ciones de espín (principio de exclusión de Pauli).

→ configuración del estado basal de la molécula de H 2: 1σσσσ2

Para las moléculas diatómicas homonucleares (con cinc o ó más electrones ) que pueden formar los elementos del se gundo período, son necesarios los orbitales moleculares que se obt ienen como combinaciones lineales de las funciones 2s y 2p.

σ = 2sA + 2sB y σσσσ* = 2sA −−−− 2sB obedecen un patrón semejante al discutido para los OM obtenidos de las funciones 1s .

Li 2

Orbitales moleculares obtenidos a partir de las funciones 2p centradas en diferentes átomos.

(se considera z como el eje internuclear).

σσσσ* = 2pzA + 2pzB interferencia destructiva →→→→ orbital de antienlace.

σσσσ = 2pzA −−−− 2pzB interferencia constructiva →→→→ orbital de enlace.

ππππ = 2pxA + 2pxB interacción constructiva →→→→ orbital molecular de enlace.

ππππ* = 2pxA −−−− 2pxB interacción destructiva →→→→ orbital molecular de antienlace.

Los orbitales obtenidos para las combinaciones de l os orbitales atómicos 2p yA y 2p yB son equivalentes y tienen la misma energía.

Orbital tipo ππππ: Tienen una superficie nodal que contiene al eje internuclear: la densidad electrónica se localiza a rriba y debajo de esta superficie (no es simétrico ante rotación del eje i nternuclear).

Orden de enlace = ½ [número de electrones en orbitales de e nlace −−−−número de electrones en orbitales de antienlace]

¿Qué predicción se obtiene de la teoría de orbitales moleculares respecto a la estabilidad de la molécula de He 2?

N2 molécula diamagnética

O2 molécula paramagnética

Molécula de CO

benceno