el enlace químico -...

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Alejandro Solano-PeraltaFacultad de Estudios Superiores Cuautitlán, UNAM

El enlace químico• Las átomos pueden formar enlaces por

compartición de electrones

Dos electrones compartidos forman un enlace simple.

• Los átomos pueden compartir 1, 2 o 3 pares de electrones

Formando enlaces simples, dobles o triples,

• Otros tipos de enlace son formados por átomos cargados (iónico) y átomos metálicos (metálico).

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Teoría de enlace valencia Las funciones solución como combinaciones lineales

de las funciones de onda (orbitales) de un átomo que describen los dos estados posibles.

2211uv cc Ψ

Teoría de enlace valencia Dos formas en que se encuentra un mínimo:

1cc

1cc

21

21

21

21

)(2

1

)(2

1

21

21

3

Teoría de enlace valencia Dos formas en que se encuentra un mínimo:

1cc

1cc

21

21

)2(2

121

22

21

2

)2(2

121

22

21

2

Orbitales Moleculares

Si hay orbitales en los átomos, ¿por qué no ha de haber orbitales en las moléculas?

Para que haya orbitales en las moléculas es necesario construir funciones de onda monoelectrónicas para las moléculas.

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Orbitales Moleculares (2)Para que haya orbitales en las moléculas es

necesario construir funciones de onda mono -electrónicas para las moléculas.

Orbitales Moleculares (3)Los orbitales moleculares se construyen

mediante una combinación lineal de orbitales atómicos (Método LCAO) de los átomos que forman parte de la molécula.

Todos los átomos de la molécula contribuyen con sus orbitales atómicos para formar los orbitales moleculares.

...ccN B2A1OM

5

Orbitales Moleculares (4)Los electrones que en un principio

correspondían a un átomo al estar en los orbitales atómicos, ahora pertenecen a todos los átomos que forman la molécula al estar en los orbitales moleculares.

...ccN B2A1OM

Orbitales Moleculares (5)Objetivos;

Los objetivos de la teoría de orbitales moleculares es describir moléculas de forma similar a como describimos átomos, esto es, en términos de orbitales, diagramas de energía de los orbitales y configuración electrónica.

...ccN B2A1OM

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Diagrama de energía de la formación de un enlace sigma por traslape orbital

Orbitales Atómicos y MolecularesMezclado de Orbitales Cuando los átomos comparten electrones forman un

enlace, sus orbitales atómicos se mezclan para formar enlaces moleculares . A fin de que estos orbitales se puedan mezclar ellos deben: Tener niveles de energía similares. Tener buen traslape. Estar cercanos.

Este es un ejemplo del mezclado

de orbitales. Los dos átomos

comparten un electrón de su

capa exterior . En este caso.

Ambos orbitales 1s traslapan y

comparten sus electrones de

valencia.

http://library.thinkquest.org/27819/ch2_2.shtml

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Ejemplos de formación de enlace Sigma (s)

Orbitales Atómicos y Moleculares (cont.…)

En átomos, los electrones ocupan orbitales atómicos, pero en moléculas ocupan orbitales moleculares similares en los cuales rodean a la molécula.

Los 2 orbitales atómicos 1s se combinan para formar 2 orbitales moleculares, uno de enlace (s) y uno de antienlace (s*).

http://www.ch.ic.ac.uk/vchemlib/course/mo_theory/main.html

Diagrama de orbitales moleculares

para H2.• Nótese que un electrón

de cada átomo es

“compartido” para

formar un enlace

covalente. Este es un

ejemplo de mezclado de

orbitales.

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Teoría del Orbital Molecular

Cada línea en el diagrama representa un orbital.

El volumen de orbital molecular comprende a la molécula en su totalidad.

Los electrones ocupan los orbitales moleculares de moléculas como lo hacen en los orbitales atómicos de los átomos

Teoría del Orbital Molecular Electrones van en los orbitales de menor energía

disponibles para formar menor energía potencial para la molécula.

El numero máximo de electrones en cada orbital molecular es 2 (principio de exclusión de Pauli )

Un electrón va en orbitales de igual energía, con espín paralelo, antes de empezar a formar pares. (Regla de Hund.)

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Energía como función de la longitud de enlace para H2

+

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Diatómicas homo nucleares La combinación de orbitales 1s da dos valores en la

energía:

Un orbital s1s de enlace (menor energía que los 1s separados)

Un orbital s1s de antienlace (mayor energía que los 1s

separados)

E

Diatómicas homo nucleares

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Diatómicas homo nucleares La combinación de orbitales 2p da:

Un orbital s2p de enlace.

Un orbital s2p de antienlace.

Dos orbitales 2p de enlace (x, y).

Dos orbitales 2p de antienlace (x

, y)

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General

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Principio de Aufbau para moléculas

De hidrogeno a nitrógeno;

2p s2p

s1s s1s s2s s2s

2px = 2py

s2p 2px = 2py

s2p

E

De oxígeno a neón;

s2p 2p

s1s s1s s2s s2s

s2p 2px =

2py 2px= 2py

s2p

Principio de Aufbau para moléculas

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Diagrama de Orbitales Moleculares (H2+)

Diagrama de Orbitales Moleculares (H2+)

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Diagrama de Orbitales Moleculares (H2)


H2

Configuración electrónica

(s1s)2

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H2


(s1s)2

Orden de enlace

Orden de enlace (o de unión) = (número de electrones en orbital de enlace - número de electrones en orbital de antienlace) / 2

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H2

OE = (2-0)/2 = 1

H – H

M = 2S + 1 = 2(0) + 1 = 1 Singulete

Propiedades magnéticas

Si la molécula tiene electrones desapareados

paramagnética (es repelida por campos magnéticos).

Si la molécula no tiene electrones desapareados

diamagnética (es atraída por campos magnéticos).

H2 es diamagnética.

¿ H2+?

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H2+

¿Configuración electrónica?

(s1s)1

¿ Orden de enlace?

OE = (1-0)/2 = ½

H2+

¿ Propiedades magnéticas?

Paramagnética

¿Multiplicidad?

M = 2S + 1 = 2(½) + 1 = 2 Doblete

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He2

¿ Orden de enlace?

OE = (2-2)/2 = 0

He2 No existe

He2+

• ¿Configuración electrónica?

(s1s)2 (s1s*)1

• ¿Orden de enlace?

OE = (2-1)/2 = ½

¿Propiedades magnéticas?

Paramagnética

¿Multiplicidad de espín?

M = 2(½) + 1 = 2 Doblete

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Li2

Orden de enlace:

OE = (4-2)/2 = 1

Multiplicidad:

M = 2(0) + 1 = 1 singulete

¿ Propiedades magnéticas?

Diamagnética

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Li2

HOMO (High energy Occupied Molecular Orbit)

orbital molecular ocupado de mayor energía.

LUMO (Low energy Unoccupied Molecular Orbit)

orbital molecular ocupado de menor energía.

Orbitales

Frontera

Be2

• Orden de enlace:

OE = (4-4)/2 = 0

Be2 No existe

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B2


(s1s)2 (s1s*)2 (s2s)2 (s2s*)2

(2px)1 (2py)1

Orden de enlace:

OE = (6-4)/2 = 1

Paramagnética.

M = 2(1) + 1 = 3

Triplete

C2Configuración electrónica

(s1s)2 (s1s*)2 (s2s)2 (s2s*)2

(2px)2 (2py)2

Orden de enlace:

OE = (8-4)/2 = 2 (C= C)

Diamagnética.

M = 2(0) + 1 = 1 Singulete

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N2Configuración electrónica(s1s)

2 (s1s*)2 (s2s)2 (s2s*)2

(2px)2 (2py)2 (s2p)2

Orden de enlace:OE = (10-4)/2 = 3

N NDiamagnética.

M = 2(0) + 1 = 1 Singulete

O2 Configuración electrónica

(s1s)2(s1s*)2(s2s)2(s2s*)2

(s2p)2(2px)2(2py)2

(2px*)1(2py*)1

Orden de enlace:

OE = (10-6)/2 = 2

O= O

¿Multiplicidad?

M = 2(1) + 1 = 3 Triplete

Paramagnética.

La teoría de orbitales

moleculares es la única que

predice el paramagnetismo

del oxígeno.

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Diagrama de OM para O2

http://www.chem.uncc.edu/faculty/murphy/1251/slides/C19b/sld027.htm

O2

M = 2(1) + 1 = 3 Triplete

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Paramagnetismo del O2

F2 Configuración electrónica:

(s1s)2(s1s*)2(s2s)2(s2s*)2(s2p)2(2

px)2(2py)2 (2px*)2(2py*)2

Orden de enlace:

OE = (10-8)/2 = 1

F- F

Diamagnética.

M = 2(0) + 1 = 1

Singulete

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Ne2

• Orden de enlace: OE = (10-10)/2 = 0

Ne2 No existe

Resumen

Molec

.

O. E. OMF

H2 1 HOMO + LUMO

He2 0 Desconocida

Li2 1 HOMO + LUMO

Be2 0 Desconocida

B2 1 HOMO + LUMO

C2 2 HOMO + LUMO

N2 3 HOMO + LUMO

O2 2 HOMO + LUMO

F2 1 HOMO + LUMO

Ne2 0 Desconocida

Especies de orden cero, son

todas desconocidas, mientras

aquellas de orden > 0 son todas

conocidas... Aunque no

necesariamente como

materiales estables a

temperatura ambiente. Especies

diatómicas de Litio, boro y

carbono 'polimerizan' como

materiales metálicos o como

redes covalentes.

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Moléculas diatómicas hetero-nucleares

La teoría OM puede ser usada para describir moléculas

diatómicas heteronucleares & Iones moleculares como:

• LiH Hidruro de Litio

• HF Fluoruro de Hidrógeno

• CO Monóxido de Carbon

• CN– Ion Cianuro

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Moléculas diatómicas hetero-nuclearesComo la diferencia de electronegatividad aumenta, los

orbitales interactuantes tendrán diferentes energías. El

resultado es que la energía de enlace covalente

disminuye, contrario a un incremento en la atracción

electrostática +/– la cual no esta representada en el

diagrama de OM.

Requisitos de los orbitales interactuantes;

• Similar energía

• Igual simetría

Moléculas diatómicas hetero-nucleares (CO)

CO (monóxido de

carbono)


OE = (6-0)/2 = 3

C O

Singulete

(diamagnética)

Especie isoelectrónica con N2

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Moléculas diatómicas hetero-nucleares (CO)

Diagrama de orbitales

moleculares y trazo de los

orbitales moleculares para la

molécula de CO

Moléculas diatómicas hetero-nucleares (HF)

HF (fluoruro de

hidrógeno)


OE = (2-0)/2 = 1

H—F

Singulete

(diamagnética)

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Diagrama de Orbitales Moleculares (HF)


Moléculas diatómicas hetero-nucleares

Los iones diatomicos hetero-

nucleares cianuro , CN–, y

nitrosonio , NO+, son también

isoelectrónicos con dinitrógeno,

N2, y al monóxido de carbono.

La única diferencia entre los

diagramas de OM son las

relativas energías de los

orbitales.

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Orbitales Molecular para moléculas poli-atómicas

El concepto de orbital molecular es extendido a proveer una descripción de la estructura electrónica de una poli-atómicas molécula. Además, la teoría del orbital molecular forma las bases para muchas de las investigaciones teóricas cuantitativas de las propiedades de moléculas grandes.

Orbitales Molecular para moléculas poli-atómicas

En general, un orbital molecular en un sistema poli atómico se extiende sobre todos los núcleos en la molécula. Si comprendemos y predecimos las propiedades espaciales de los orbitales, entonces haremos uso de las propiedades de simetría poseídas por el “esqueleto” nuclear . Un análisis de los orbitales moleculares para la molécula de agua provee una buena introducción a la forma en la cual la simetría de una molécula determina la forma de los orbitales molecular en un sistema poli-atómico.

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Diagrama de Orbitales Moleculares (H2O)

Diagrama de Orbitales Moleculares (CH4)

Así, si tenemos moléculas con mas de dos átomos, los diagramas de OM pueden también ser usados para moléculas grandes.


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