Hidrógeno

Carbono

Agua

Etileno

Acetileno

Símbolos y estructuras de Lewis: Modelo más simple para

describir el enlace químico (sólo en moléculas constituidas por

átomos de elementos representativos).

ENLACE QUÍMICO

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 enlace y la

energía de disociación son diferentes para estas moléculas.

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 óptimo

dH-H de equilibrio

H2

Edisociación = 436.4 kJ/mol

dH-H=74x10-12 m

¿Cómo explica la teoría de Unión Valencia que para la molécula de F2

Edisociación = 150.6 kJ/mol y dF-F = 142 x 10-12 m?

¿Cómo describe la teoría de unión valencia el

enlace en moléculas que contienen dos o más

átomos?

CONCEPTO DE HIBRIDACIÓN.

Molécula BeCl2

Berilio átomo central.

Be (Z=4) 1s22s2 no presenta orbitales con ocupación simple.

Cl (Z=17) [Ne]3s23p5

Es posible alcanzar el estado excitado 1s22s12px1 que posee dos

orbitales que pueden traslapar con los orbitales 3px de los átomos de

cloro.

Problema: se sabe experimentalmente que la molécula BeCl2 tiene

geometría lineal y está formada por dos enlaces Be-Cl equivalentes.

.

2s y 2px 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 2px no equivalentes se

propuso la formación dos orbitales híbridos sp equivalentes.

Los orbitales 2py y 2pz restantes no participan del proceso de

hibridación.

HIBRIDACIÓN sp2

BF3 Geometría plano trigonal con tres enlaces B-F equivalentes.

B (Z=5) 1s22s22px1 (átomo central)

F (Z=9) 1s22s22p5

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

Tres orbitales híbridos equivalentes sp2

HIBRIDACIÓN sp3

Metano CH4 geometría tetraédrica con cuatro enlaces C-H equivalentes.

C (Z=6) 1s22s22p2 átomo central

H (Z=1) 1s1

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

Procedimiento para formar orbitales híbridos.

El concepto de hibridación sólo se utiliza en moléculas para explicar el

enlace químico (no se utiliza en átomos aislados).

Hibridación mezcla de dos o más orbitales atómicos no equivalentes

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.

sp2 tres orbitales híbridos equivalentes geometría plano trigonal.

sp3 cuatro orbitales híbridos equivalentes geometría tetraédrica.

Otros tipos de hibridación

sp3d cinco orbitales híbridos equivalentes

geometría de bipirámide trigonal.

sp3d2 seis orbitales híbridos equivalentes

geometría octaédrica.

Enlace en moléculas que contienen dobles y triples enlaces.

Hibridación sp2 en los átomos de carbono (geometría plano

trigonal) tres enlaces equivalente (dos C-H y uno C-C).

Los orbitales 2pz 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 hidrogenoides).

Li(Z=3) 1s22s1

Orbital molecular función que describe a un electrón dentro de

una molécula.

Los n orbitales moleculares que describen a los n electrones

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 particular.

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 átomos que

constituyen la molécula.

Molécula de hidrógeno H2

HA + HB

1sA 1sB

funciones hidrogenoides: poseen un carácter ondulatorio

cuando se combinan entre sí puede existir una interferencia

constructiva o destructiva (como con cualquier onda).

Orbital tipo : orbital simétrico ante rotación del eje

internuclear.

= 1sA + 1sB

Interacción constructiva (orbital molecular de enlace):

incrementa la densidad electrónica en la región

internuclear, por tanto favorece la formación del enlace

químico al compensar la repulsión entre los núcleos.

* = 1sA 1sB

Interacción destructiva (orbital molecular de antienlace):

Disminuye la densidad electrónica en la región

internuclear, por lo que no favorece la formación del

enlace químico.

(también es simétrico ante rotación del eje internuclear)

Diagrama de orbitales moleculares

El orbital 1s tiene menor energía que el orbital 1s*

Cada orbital molecular se puede asociar con dos funciones

de espín (principio de exclusión de Pauli).

configuración del estado basal de la molécula de H2: 12

Para las moléculas diatómicas homonucleares (con cinco o más

electrones ) que pueden formar los elementos del segundo período,

son necesarios los orbitales moleculares que se obtienen como

combinaciones lineales de las funciones 2s y 2p.

= 2sA + 2sB y * = 2sA 2sB obedecen un patrón semejante al

discutido para los OM obtenidos de las funciones 1s.

Li2

Orbitales moleculares obtenidos a partir de las

funciones 2p centradas en diferentes átomos.

(se considera z como el eje internuclear).

* = 2pzA + 2pzB interferencia destructiva orbital de

antienlace.

= 2pzA 2pzB interferencia constructiva orbital de

enlace.

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

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

Los orbitales obtenidos para las combinaciones de los orbitales

atómicos 2pyA y 2pyB son equivalentes y tienen la misma energía.

Orbital tipo : Tienen una superficie nodal que contiene al eje

internuclear: la densidad electrónica se localiza arriba y debajo de esta

superficie (no es simétrico ante rotación del eje internuclear).

Orden de enlace = ½ [número de electrones en orbitales de enlace

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 He2?

N2 molécula diamagnética

O2 molécula paramagnética

benceno