Unión química II

Química General e InorgánicaClase del 17 de marzo de 2005

Dr. Pablo Evelson

Teorías que explican la formación del enlace covalente

•Teoría de repulsión de pares electrónicos del

nivel de valencia (TREPEV)

•Teoría del enlace de valencia (TEV)

•Teoría de los orbitales moleculares (TOM)

Teoría del enlace de valencia

•Supone que los electrones de una molécula ocupan

orbitales atómicos de los átomos individuales.

•La acumulación de densidad electrónica entre dos

núcleos ocurre cuando un orbital atómico de valencia

se fusiona con uno de otro átomo.

•Los orbitales ocupan una misma región del espacio,

se solapan o traslapan.

Región de solapamiento

Región de solapamiento

Solapamiento de orbitales para formar enlaces covalentes

Teoría del enlace de valencia

•Para explicar las geometrías suponemos que los orbitales atómicos de un átomo se mezclan para formar nuevos orbitales llamados orbitales híbridos.

•El proceso de mezclar y con ello alterar los orbitales atómicos cuando los átomos se acercan para formar enlaces se denomina hibridación.

•El número total de orbitales atómicos de un átomo no cambia, el número de orbitales híbridos de un átomo es igual al número de orbitales atómicos que se combinaron.

Tipos comunes de hibridación

F Be F

Be: 1s2 2s2

1s 2s 2p

1s 2s 2p

Estado basal:

Promoción:

F Be F

Be: 1s2 2s2

1s 2s 2p

Estado basal:

1s 2s 2p

Promoción:

1s sp sp 2p

Hibridización:

2p 2 sp 2p

BeF F: :

Región de solapamiento

B: 1s2 2s2 2p1

1s 2s 2p

Estado basal:

1s 2s 2p

Promoción:

1s sp2 2p

Hibridización:

C: 1s2 2s2 2p2

1s 2s 2p

Estado basal:

1s 2s 2p

Promoción:

1s sp3

Hibridización:

H C H

H

H

Átomo de N aislado Átomo de N hibridizado

Átomo de O aislado Átomo de O hibridizado

Par solitario

Electrones enlazantes

Pares solitarios

Electrones enlazantes

Metano

Enlaces múltiples

En el enlace la nube de carga se extiende sobre y entre la zona entre los 2 núcleos a lo largo del eje del enlace (s-s o s-p).

Enlace

Orbitales atómicos

2py2py

Enlace

En el enlace la nube de carga se extiende por encima y por debajo del plano de la molécula. Perpendicular al eje del enlace.

H H N N: :C CH

H

H

H

Un enlace

Un enlace más un enlace

Un enlace más dos enlaces

Eteno (C2H4)Uniones (sp2-sp2 s-sp2) y uniones (pz-pz)

Teoría de orbitales moleculares(TOM)

La combinación de orbitales atómicos de átomos diferentes forma orbitales moleculares. Los electrones

en estos orbitales pertenecen a la molécula como conjunto.

Nodo

1s 1s

1s

*1s

+

La molécula de H2 posee un orbital molecular 1s enlazante y un orbital *1s antienlazante de

mayor energía.

Orbital atómico

Orbital atómico

Átomo ÁtomoMolécula

Energía

Antienlazante

Enlazante

Teoría de orbitales moleculares (TOM)

•Los electrones se colocan en un diagrama de orbitales moleculares comenzando por el orbital de energía más baja (método Aufbau)

•Se colocan dos electrones en un orbital con espín opuesto (Principio de exclusión de Pauli)

•Si hay más de un orbital disponible en un mismo subnivel, se coloca un electrón en cada orbital antes de distrbuir dos en el mismo (Regla de Hund)

Átomo de H

Molécula de H2

En

ergí

a

*1s

1s

Átomo de H

1s 1s

Orden de enlace

Es el número de enlaces entre dos átomos en una molécula.

OE = ½ (Nº de e-enlanzantes - Nº de e-antienlanzantes )

•Cuanto mayor es el orden de enlace de una molécula, mayor será su estabilidad.

•A mayor estabilidad, menor reactividad química.

Átomo de H

Molécula de H2

En

ergí

a

*1s

1s

Átomo de H

1s 1s

Orbitales moleculares 2p y 2p

2pz 2pz

2py 2py 2py

2px2px

*2py

*2pz

2pz

*2px

2px

*2pE

ner

gía

*2p

2p

2p

2p 2p

*2s

2s2s 2s

Átomo de N Átomo de NMolécula de N2

En

erg

ía*2p

*2p

2p

2p

2p 2p

*2s

2s2s 2s

Átomo de O Átomo de OMolécula de O2

Propiedades magnéticas

• Una molécula con electrones desapareados es paramagnética, es atraída por un campo magnético.

• Una molécula con electrones apareados es diamagnética, no interactúa con un campo magnético.

En

erg

ía

*2p

*2p

2p

2p2p

2p

*2s

2s

2s

2s

Átomo de N Átomo de OMolécula de NO

• Atkins P.W, Jones L. Química . 3ra edición. Ed Omega. 1999.

Capítulos 7 a 10.• Chang R. Química. Ed. MacGraw Hill.1998. Capítulos 9 y 10.

Consultas: pevelson@ffyb.uba.ar (Pablo Evelson)

BibliografíaBibliografía