Unión química II Química General e Inorgánica Clase del 17 de marzo de 2005 Dr. Pablo Evelson
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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: [email protected] (Pablo Evelson)
BibliografíaBibliografía
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