Clase 9 - U3(Enlace químico-Hibridacion-Teoria OM)

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Universidad Tecnológica Nacional Facultad Regional Córdoba Departamento de Ingeniería Química

QUÍMICA GENERAL Clase IX

Enlace Químico (Parte III)

Material extraído de: Química General - Raymond Chang Principios de Química – Atkins-Jones

http://www.mhhe.com/physsci /chemistry/essentialchemistry /flash/hybrv18.swf

TEORÍAS QUE EXPLICAN LA FORMACIÓN DEL ENLACE COVALENTE

• Teoría de repulsión de pares electrónicos del nivel de valencia (RPECV) • Teoría de enlace valencia (EV)

• Teoría del orbital molecular (OM)

• Teoría de repulsión de pares electrónicos del nivel de valencia (RPECV) Nos permite comprender y predecir la disposición espacial de los átomos.

No explica •Cómo se produce el enlace •Dónde se produce •Cuál es la influencia de los pares de electrones no compartidos

¿Cómo explica la teoría de Lewis los enlaces en H2 y F2?

Compartiendo dos electrones entre dos átomos. Energía de enlace

H2

436.4 kJ/mol

F2

150.6 kJ/mol

Longitud de enlace 74 pm

Traslape de

142 pm

Teoría del enlace valencia: los enlaces se forman compartiendo electrones mediante traslapes de orbitales atómicos.

2 1s 2 2p

Energía potencial

Cambio en la energía potencial de dos átomos de hidrógeno en función de la distancia que los separa

Distancia de separación

Variación en la densidad electrónica de dos átomos de hidrógeno mientras se aproximan uno al otro.

• Teoría de enlace valencia (EV)

Hibridación – unión de 2 o más orbitales atómicos para formar nuevos orbitales híbridos

1. Al mezclar al menos 2 orbitales diferentes se forman los orbitales híbridos, los cuales tienen una forma distinta a los originales. 2. El número de orbitales híbridos es igual al número de orbítales puros usados en la hibridación. 3. Los enlaces covalentes están formados por: a.

traslape de orbitales híbridos con orbitales atómicos.

b.

traslape de orbitales híbridos con orbitales híbridos.

Formación de orbitales híbridos

Hibridación orbitales

Formación de orbitales híbridos sp

Be – 1s22s2 Cl – 3 s2 3p5

1s2

2s2

2p

sp

Formación de orbitales híbridos sp2

B – 1s22s2 2p1 F – 1 s2 2s2 2p5

1s2

2s2

2p

sp2

Formación de orbitales híbridos sp3

C – 1s22s22p2 4 H – 1s1

1s2

2s2

2p2

sp3

Predicción del ángulo de enlace

¿Como predecir la hibridación del átomo central? 1. Se dibuja la estructura de Lewis de la molécula. 2. Cuente el número de pares de electrones libres y el de átomos unidos al átomo central. N° de pares de electrones libres + N° átomos unidos

Hibridación

Ejemplos

2

sp

BeCl2

3

sp2

BF3

4

sp3

CH4, NH3, H2O

5

sp3d

PCl5

6

sp3d2

SF6

Hibridación en moléculas que contienen dobles y triples enlaces

C – 2s22p2 2s2

2p2

Orbitales 2pz perpendicular al plano de los orbitales híbridos

sp2

2pz

Química General Ingeniería Electrónica

Enlace en el etileno C2H4

Enlace en el acetileno C2H2

C – 2s22p2 2s2

2p2

sp

2py 2pz

Descripción del enlace en el formaldehído (CH2O) C – 3 átomos unidos, 0 pares de electrones libres C – sp2

https://www.youtube.com/watch?v=v HXViZTxLXo

Enlaces Sigma (s) y Pi (p)

SIMPLE

1 enlace sigma

DOBLE

1 enlace sigma – 1 enlace pi

TRIPLE

1 enlace sigma y 2 enlaces pi

• Teoría del orbital molecular (OM)

Mecana cuántica

ENLACE

Teoría EV y OM

Los OM son el resultado del solapamiento de los orbítales atómicos (OA) de los átomos que se enlazan y están relacionados con la molécula entera (a diferencia del OA que solo se relaciona con un átomo).   Dos electrones como máximo, con espines opuestos (Ppio. de Exclusión de Pauli) y tienen energías definidas.  El número de orbítales moleculares formados es igual al numero de orbítales atómicos combinados.  El solapamiento de dos OA conduce a la formación de dos OM: un OM de enlace o enlazante y un OM de antienlace o antienlzante (*).

Teoría de los Orbitales Moleculares (TOM)

O

O

Lewis  no hay e- libres  debería ser diamagnético

Sin embargo… …experimentalmente se observa que el O2 es paramagnético El magnetismo y otras propiedades de las moléculas se explican mejor mediante otra propuesta de la mecánica cuántica  Teoría de los orbitales moleculares La TOM explica los enlaces covalentes en términos de orbitales moleculares y establece que los enlaces se forman a partir de la interacción de orbitales atómicos para formar orbitales moleculares.

SUSTACIAS PARAMAGNETICAS Contienen espines desapareados, son atraídas por un imán

SUATANCIA DIAMAGNETICA No contienen espines desapareados, son repelidas por un imán

Orbital molecular enlazante Menor energía y mayor estabilidad que los orbitales atómicos que lo formaron. La densidad electrónica se concentra simétricamente alrededor de una línea entre los núcleos de los átomos que se enlazan. Orbital molecular antienlazante Mayor energía y menor estabilidad que los orbítales atómicos que lo formaron. Se representa con un asterisco (*).  Hay un nodo entre los núcleos donde la densidad electrónica es cero.

Niveles de energía de OM

Energía

Molécula H Átomo

Interacción destructiva

2

OM sigma antienlazante

Átomo Interacción constructiva

OM sigma enlazante

Mayor E Menor estabilidad

OM pi Menor E Mayor estabilidad

Niveles de energía de OM para la molécula de O2

Molécula de O2 es paramagnética

Enlace deslocalizado

 Enlace en el cual los e- enlazantes se dispersan sobre varios átomos en lugar de estar localizados entre dos fijos  electrones deslocalizados.  Una estructura sencilla de Lewis no puede describir en forma apropiada el enlace deslocalizado  Resonancia.

Deslocalización de los e- pi del benceno

Benceno: 6 orbitales 2p

Los e- pueden encontrarse entre varios átomos de C, perteneciendo a toda la estructura molecular, y no a sólo 2 átomos de C. son moléculas mas estables y por lo tanto químicamente menos reactivas

Enlace Metálico

•Se da entre átomos metálicos.

•Los átomos de elementos metálicos tienden a ceder e– debido a su baja energía de ionización, transformándose en cationes. •Se forma al mismo tiempo una nube o mar de e- (conjunto de electrones libres y deslocalizados) que no pertenecen a ningún átomo en particular.

Nube electrónica deslocalizada

Si bien los cationes se repelen entre sí, la estructura es estabilizada por el mar de e– al tener carga contraria a los cationes. Los cationes forman una estructura cristalina ocupando posiciones fijas y los e– ocupan los intersticios que quedan libres en ella sin estar confinados a ningún catión específico concreto (mar de e– )  Los metales no forman moléculas.

Propiedades generales de sustancias metálicas



Elevados puntos de fusión y ebullición.



Insolubles en agua. Son muy solubles en estado fundido en otros metales formando aleaciones.



Conducen la electricidad incluso en estado sólido  los e- al no encontrarse fijos a ningún catión concreto, están libres y pueden moverse con facilidad.

•No son frágiles, pero si dúctiles (hilos) y maleables (láminas) ya que pueden deformarse sin romperse.

RESUMEN MECANICA CUANTICA

ENLACE

Modelo RPCEV

Lewis

Iónico

Covalente

ΔE

Energía Reticular

Teoría EV

Teoría OM

Átomo central Pares eenlazantes

No Polar

Pares eNo enlazantes

Polar

Polaridad

Propiedades

Hibridación

de las moléculas

GEOMETRIA MOLECULAR

MUCHAS GRACIAS