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Lic. Walter de la Roca 1

Unidad 1 (Parte IV, 1.1.2 (cont.) )

1. Describa los procesos de excitación-hibridación para

el átomo de carbono, que dan lugar a la formación de

orbitales sp, sp2 y sp3.

2. Compare la geometría, energía de formación, longitud,

estabilidad y fuerza de los enlaces C-C, C=C, CΞC, C-

O y C-N.

Objetivos de la presentación:

1. Teoría del enlace de valencia:

2. Teoría del orbital molecular:

Teoría de valencia:

De acuerdo con la teoría del enlace, el enlace covalente

se forma cuando se acercan mucho dos átomos, de tal

manera que un orbital ocupado por un elec|rón en un

átomo se traslapa con un orbital ocupado por un electrón

en el otro.

Teorías de la formación de enlaces covalentes:


1. Los enlaces covalentes se forman por traslape de dos

orbitales atómicos, cada uno de los cuales contiene

un electrón.

2. Los espines de los dos electrones son opuestos.

3. Cada átomo enlazado retiene sus orbitales atómicos

internos, pero el par de electrones en los orbitales

atómicos de valencia son compartidos por ambos

átomos.

4. Mientras mayor es el traslape de orbitales, el enlace

es más fuerte.

Las ideas clave de la teoría del enlace de valencia son las

siguientes:

¿Qué enlace sigma será el más fuerte y por qué?

•Dos orbitales “s”

•Dos orbitales “p” Lic. Walter de la Roca 3

Como dijimos anteriormente, los enlaces se producen,

debido a que la energía del producto es menor que los

átomos sin combinar.

A continuación veremos el diagrama de energía de la

formación del enlace del hidrógeno molecular:


¿A que distancia están los dos núcleos en la molécula de

H2?

No tan cerca que provoquen la repulsión de los núcleos

por tener la misma carga (+), pero no tan lejos que no

puedan compartir los electrones en el enlace.


Teoría del orbital molecular

En esta teoría la formación del enlace covalente se debe a

la combinación matemática de los orbitales atómicos

(funciones de onda) que forman orbitales moleculares,

llamados así porque pertenecen a toda la molécula y no a

un átomo individual.


La combinación aditiva tiene menos energía que los dosorbitales atómicos 1s del hidrógeno y se llama orbitalmolecular (OM) de enlace. Los electrones en este orbitalmolecular pasan la mayor parte del tiempo en la regiónintermedia entre los átomos, enlazando los átomos.

La combinación sustractiva tiene más energía que los

dos orbitales 1s del hidrógeno y se denomina orbital

molecular de antienlace o antienlazante. Ninguno de

los electrones que contiene puede ocupar la región

central los núcleos, donde hay un nodo que contribuye

al enlazamiento. Como consecuencia, los núcleos se

repelen.


Ideas claves de la teoría del orbital molecular:

1. Los orbitales moleculares son a las moléculas lo que

los orbitales atómicos a los átomos.

2. Los orbitales moleculares describen las regiones del

espacio en una molécula en que es más probable

encontrar a los electrones y tienen forma, tamaño y

nivel de energía específicos.

3. Los orbitales moleculares se forman combinando

orbitales atómicos.

4. Los orbitales moleculares que tienen menos energía

que los orbitales atómicos iniciales son denominados

de enlace;

5. Los orbitales moleculares con más energía que los

orbitales atómicos iniciales son denominados

antienlazantes ó de no enlace.


Hibridaciones del carbonoConfiguración electrónica del estado basal del carbono

¿Cuántos enlaces

covalentes podría

formar según esta

configuración el

“C”?


Linus Pauling propuso una respuesta en 1931 al

demostrar matemáticamente cómo se puede combinar,

o hibridar, un orbital s y tres orbitales p de un átomo,

para formar cuatro orbitales atómicos equivalentes con

orientación de tetraedro.

Carbono excitado Carbono hibridizado


Forma del carbono hibridizado sp3

Carácter de s y p de carbono hibridizado sp3:

s = 1/4 = 25%

p = 3/4 = 75%

¿A que orbital se parece más a un “p” o “s”?


Si unimos el carbono hibridizado sp3, puede unirse con 4

átomos de hidrógeno 1s, para originar el metano que se

puede representar de la siguiente manera.

Concluyendo, podríamos decir que la hibridación del

carbono le da la posibilidad de combinarse con otros

cuatro átomos, y los orbitales tienen igual energía, por lo

cual no habría ninguna preferencia por ninguno, son

equivalentes, además la forma geométrica nos da la forma

más estable posible en el espacio.


EtanoRepresentaciones:

Combinaciones de orbitales hibridizados:

Enlace σ (sigma) se forma de la unión frontal de dos orbitales


Ángulos del etano:

¿Cuántos enlaces sigma tiene la molécula de etano?Lic. Walter de la Roca 15

Conclusiones de la hibridación sp3:

1. La hibridación combina tres orbitales “p” y un orbital

“s”, generando cuatro orbitales hibridizados sp3

2. El carbono con esta hibridación podrá formar cuatro

enlaces sigma (σ)

3. La forma de orbital hibridizado tiene dos lóbulos,

como el “p”, pero uno de los lóbulos es mayor que el

otro.

4. El orbital se parece más al orbital “p”, pues posee un

75% de carácter “p” y 25% de carácter “s”.

5. La forma de los cuatro orbitales hibridizados es

tetraédrica.

6. Los ángulos que forman entre los enlaces

hibridizados es de 109.5°.


Hibridación sp2 del carbono

(Doble enlace)


Carácter de s y p de carbono hibridizado sp2:

s = 1/3 = 33.33%

p = 2/3 = 66.66%

¿A que orbital se parece más a un “p” o “s”?

Forma de los orbitales sp2 y p (Trigonal Plana):

Los enlaces hibridizados sp2 forman enlaces sigmaLic. Walter de la Roca 18

Los orbitales no hibridizados “p” forma enlaces π (pi)

que son uniones laterales de los mismos.

¿Qué enlace se romperá más fácilmente? Sigma o Pi

¿Cuántos enlaces sigma puede formar el etileno y cuántos

enlaces pi?Lic. Walter de la Roca 19

Enlaces σ y π en el etileno:

Representaciones del etileno:


Conclusiones de la hibridación sp2

1. Se mezclan dos orbitales “p” y un orbital “s”,

originando tres orbitales hibridizados y un orbital “p”

no hibridizado.

2. El carbono con esta hibridación puede formar tres

enlaces sigma y un enlace pi.

3. La forma del orbital hibridizado tiene dos lóbulos,

como el “p”, pero uno de los lóbulos es mucho mayor

que el otro.

4. El orbital se parece más al “p”, pero menos que el

sp3, pues en este caso el carácter “p” es 66.67% y “s”

es 33.33%.

5. La forma de los orbitales hibridizados sp2 es trigonal

plana.


hibridizados sp2 es de 120°C y los ángulos entre los

hibridizados y el orbital p no hibridizado es de 90°C.Lic. Walter de la Roca 22

Hibridación sp del carbono

(Triple enlace)

¿Cuántos enlaces σ?

¿Cuántos enlaces π?


Representación de los orbitales hibridizados: (Lineal)

Forma enlaces sigma con los orbitales hibridizados sp

y los p no hibridizados forma enlaces pi

Representación del acetileno:


Formación de los enlaces en el triple enlace 1σ y 2π:


Conclusiones de la hibridación sp

1. Se mezclan un orbital “p” y un orbital “s”, originando

dos orbitales hibridizados y dos orbitales “p” no

hibridizados.

2. El carbono con esta hibridación puede formar dos

enlaces sigma y dos enlaces pi.

3. La forma del orbital hibridizado tiene dos lóbulos,

como el “p”, pero uno de los lóbulos es muchísimo

más grande que el otro.

4. El orbital se parece más al “s”, tiene 50% de carácter

“s” y 50% de “p”.

5. La forma de los orbitales hibridizados sp es lineal.


hibridizados sp es de 180°C y los ángulos entre los

hibridizados y los orbitales p no hibridizado es de

90°C.


Longitud de enlace y fuerza del enlace


Energías y fuerzas de enlace:

Resumamos: Los enlaces son más fuertes en tanto más

cortos y menos energéticos son, y al contrario, los

enlaces son más débiles en tanto más largos y más

energéticos son. Por lo cual el ordenamiento creciente

a la fuerza del enlace: p < sp3 < sp2 < sp < s


Hibridación de átomos de Nitrógeno:

El concepto de hibridación no solo es aplicable al carbono,

sino también lo pueden sufrir otros elementos, pero los que

nos interesan en nuestro curso son el oxígeno y el

nitrógeno.

Analicemos el átomo de hidrógeno en el amoniaco NH3. El

ángulo H-N-H del enlace en el amoniaco, medido

experimentalmente, es de 107.3° cercano al valor del

tetraédrico de 109.5° que se encuentra en el metano.

Nitrógeno:

NNHH

HH

HH

::



Ahora analicemos el caso del oxígeno en la molécula de

agua se ha determinado experimentalmente que el ángulo

entre los átomos de hidrógeno es de 104.5 °, es menor

que el tetraédrico, pero es muy similar al esperado de

109.5°

Oxígeno:

OOHH

....

HH

::

a. ¿Enlaces sigma?

b. ¿Enlaces pi?

c. ¿Enlace sigma Carbono-Carbono más pequeño?

d. ¿Enlace sigma Carbono-Carbono más largo?

e. ¿Enlace sigma más pequeño?

f. Orbitales de electrones del OH

g. Orbitales de electrones del NH2

CH3

CH CH CH CH2

C CH

CH2

CH

CH2

OH

CH2

NH2

..:

..

1 2 3 4 5 6 7

8

9

10

11


CH3

CH2

CH CH C CH

O

CH2

CH2

C

N

CH2

CH

CH

CH2

CH2

OH

..

..

..

..

..

a b c d e fg

h

i

j

k

l

m

n

ñ

a. ¿Enlaces sigma?

b. ¿Enlaces pi?

c. ¿Enlace sigma Carbono-Carbono más pequeño?

d. ¿Enlace sigma Carbono-Carbono más largo?

e. ¿Enlace sigma más pequeño?

f. Orbitales de electrones libres del OH

g. Orbitales de electrones libres del C=O

h. Orbitales de electrones libres del C≡N



Resumen de lo aprendido:

1. ¿Qué es la teoría del enlace de valencia?

2. ¿Qué es la teoría del orbital molecular?

3. Configuración del carbono basal

4. Hibridación sp3 del carbono, como se forma, que forma

tiene en el espacio y ejemplos de compuestos

orgánicos.

5. Hibridación sp2 del carbono, como se forma, que forma


orgánicos.

6. Hibridación sp del carbono, como se forma, que forma


orgánicos.

7. Longitud y fuerza del enlace de carbonos hibridizados.

8. Hibridación de N, O, S y P

9. Clasificación de fuerza y longitud de enlaces.


Bibliografía:

1. Capitulo No. 1 ,John McMurry, Química Orgánica. Octava

Edición.

2. Capitulo No. 2 , Francis A. Carey, Química Orgánica.

Noventa Edición.

3. Capitulo No. 2, Igor Slowing, “Un texto básico de

Orgánica”.

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