ENLACE QUÍMICO

ENLACE QUÍMICO
Símbolos y estructuras de Lewis: Modelo más simple para
describir el enlace químico (sólo en moléculas constituidas por
átomos de elementos representativos).
Hidrógeno
Carbono
Agua
Etileno
Acetileno
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 
sp2 tres orbitales híbridos equivalentes 
sp3 cuatro orbitales híbridos equivalentes 
geometría lineal.
geometría plano trigonal.
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.
Eteno
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.
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.
Traslape entre funciones 1s centradas en cada uno
de los átomos.
Teoría de Orbitales moleculares  Los electrones pertenecen a la
molécula y no están asociados con ningún átomo en particular.
Orbitales moleculares: se obtienen como combinación de los
orbitales atómicos centrados en los diferentes átomos que
constituyen la molécula.
Molécula de hidrógeno H2
HA +
1sA
HB
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: 12
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