La mecánica cuántica usa ecuaciones matemáticas para describir el movimiento ondulatorio de un electrón en torno a un núcleo. La versión de la mecánica cuántica con mayor utilidad para los químicos se debe a Erwin Schrödinger, quién estableció que el comportamiento de cada electrón en un átomo o una molécula se puede describir como una ecuación de onda.

Louis de Broglie, demostró que los electrones cuentan con propiedades ondulatorias ESTRUCTURA ATÓMICA Y MOLECULAR

Principios para determinar que orbitales ocupan los electrones. 1. El principio de aufbau, un electrón siempre se dirige al orbital

disponible con la mínima energía.

Energías relativas de los orbitales atómicos 1s ‹ 2s ‹ 2p ‹ 3s ‹ 3p ‹ 4s ‹ 3d ‹ 4p ‹ 5s ‹ 4d ‹ 5p ‹ 6s ‹ 4f ‹ 5d ‹ 6p ‹ 7s ‹ 5f

2. El principio de exclusión de Pauli establece que: a) no más de dos electrones pueden ocupar cada orbital atómico, y b) que los dos electrones deben tener espín contrario

3. La regla de Hund establece que cuando hay orbitales degenerados, es decir, dos o más con la misma energía, un electrón ocupará un orbital vacío antes de aparearse con otro electrón.

G. N. Lewis propuso que un átomo es más estable si su capa externa esta llena, o contiene ocho electrones y no cuenta con electrones de mayor energía. De acuerdo con esta teoría de Lewis, un átomo cederá, aceptará o compartirá electrones para poder disponer de una capa externa llena o una capa que contenga ocho electrones. Esta teoría se llama regla de octeto.

Los elementos que pierden un electrón con facilidad y con ello adquieren una carga positiva se llaman electropositivos y los que adquieren con facilidad un electrón se llaman electronegativos.

ión ión

Los enlaces iónicos se forman por transferencia de electrones.

o unión es una fuerza de atracción entre dos átomos o entre dos iones.

HCl, H2O, NH3

enlace covalente no polar

enlace covalente polar CH4

NH3

H2O

HCl

CH4

Los electrones del OM de enlace se podrán encontrar con mayor probabilidad entre los núcleos, atrayendo al mismo tiempo a ambos núcleos. Esta mayor densidad electrónica entre los núcleos es lo que une a los átomos entre sí.

Entre mayor sea el traslape entre los orbitales atómicos, el enlace covalente será más fuerte. Los enlaces covalentes más fuertes están formados por electrones que ocupan los orbitales moleculares que tienen la energía mínima.

El enlace σ que se forma por el traslape de frente de orbitales p es más fuerte que el enlace π que se forma por el traslape de lado a lado de orbitales π. También indica que un orbital molecular de enlace σ es más estable que uno π porque mientras más fuerte es el enlace es más estable.

4 orbitales sp3 degenerados

Longitud del enlace C-H: 1.10 A°

Electronegatividad: C 2.5, H 2.1, son semejantes lo que hacen que compartan sus electrones de enlace relativamente por igual. Por consiguiente, el metano es una molécula no polar

sp3-sp3

C-C 1.54 A°

Enlaces σ

Geometría Trigonal Plano

C=C: 1.34 A°, 174 kcal/mol C-C: 1.54 A°, 90 kcal/mol

1.08

C≡C: 1.20 A°, 231 kcal/mol C=C: 1.34 A°, 174 kcal/mol C-C: 1.54 A°, 90 kcal/mol

CH4

3 enlaces 2 enlaces

Mientras más corto sea el enlace, será más fuerte. Mientras mayor sea la densidad electrónica en la región del traslape, el enlace será más fuerte. Mientras mayor sea el carácter s, el enlace será más corto y más fuerte. Mientras mayor sea el carácter s, mayor será el ángulo de enlace.

101

111

Un enlace σ C-H es más corto que un enlace σ C-C, ello se debe a que el orbital s del H está más cercano al núcleo que el orbital sp3 del C. En consecuencia, los núcleos están más cercanos entre sí en un enlace formado por traslape sp3-s que en uno formado por traslape sp3- sp3. Además de ser más corto, un enlace σ C-H es más fuerte que un enlace σ C-C porque hay mayor densidad electrónica en la región del traslape de un orbital sp3 con el orbital s que el traslape de un orbital sp3 con otro sp3

La longitud y la fuerza de un enlace C-H dependen de la hibridación del átomo de C al cual se fija el H. Mientras el orbital que use el H para formar el enlace tenga más carácter s, el enlace será más corto y más fuerte, de nuevo porque un orbital s está más cerca del núcleo que un orbital p.

Radical metilo CH3,

sp2

Catión metilo CH3+

sp2

CH3:-

sp3

Carbaniones

sp3

Ion Amonio

+

Los átomos que comparten los electrones en los enlaces covalentes F-F y H-H son idénticos. A este enlace se le llama enlace covalente no polar.

Los electrones de enlace en HCl, H2O, NH3 son atraídos más hacia uno de los átomos porque los átomos que comparten electrones en estas moléculas son distintos y presentan electronegatividades diferentes. Así los enlaces de estos compuestos son enlaces covalentes polares.

Un enlace covalente polar tiene una carga positiva pequeña en un extremo y una carga negativa en el otro. La polaridad de un enlace covalente se representa con los símbolos d + y d -, que indican carga parcial positiva y negativa, respectivamente. Ej.: en HCl, H2O, NH3

CCl4