Conceptos del enlace covalente

NOMBRE DE LA PRACTICA 3
Conceptos del enlace covalente
Práctica 2a. SEPARACIÓN DE MEZCLAS HOMOGÉNEAS
POR CROMATOGRAFÍA EN CAPA FINA
1. RECOMENDACIONES PARA ANTES DE INICIAR LAS PRÁCTICAS
1. Investigar y Estudiar los conceptos de Teoria de Repulsión de
Elecetrones de Capa de Valencia.(VSEPR)
2. Investigar y Estudiar los conceptos Teoria del Enlace Valencia
(TEV)
3. Investigar y Estudiar los concepto de Teoria de orbital Molecular
(TOM) o Combinación lneal de Orbitales Atómicos
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“Química” , CHANG (2002), (7va. Ed), Mc Graw Hill.
Este libro se encuentra ggogle libros:
The chemical bond
Linus Pauling, (1960 ), 3ª edición, Cornell University press
http://books.google.com.mx/books?id=L1K9HmKmUUC&printsec=frontcover&dq=he+chemical+bond
&hl=es&sa=X&ei=2VUCU9rqI8ruyQGP64GoBw&ved=0CC4Q
6AEwAA#v=onepage&q=he%20chemical%20bond&f=false
Molecules and The Chemical Bond
Henry A Bent, (1911 ), North America & International
http://books.google.com.mx/books?id=bIKG6BKmoQC&printsec=frontcover&dq=he+chemical+bond&hl=es&
sa=X&ei=2VUCU9rqI8ruyQGP64GoBw&ved=0CD0Q6AEwAg
#v=onepage&q=he%20chemical%20bond&f=false
Este libro se encuentre en google libros:
Estructura Atómica y enlace químico
Jaume Casabó i Gispert, (1996 ), Ed. Reverté,
Ese
encuentre
en
google
libros:
http://books.google.com.mx/books?id=7dirdTEC37IC&pg=P
R7&dq=el+enlace+quimico&hl=es&sa=X&ei=klQCU9vJM8Od
yQGs1YCoCg&ved=0CFUQuwUwBg#v=onepage&q=el%20en
lace%20quimico&f=false
Otros sitios de interes:
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http://www.ch.ic.ac.uk/vchemlib/course/mo_theory/main.html
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http://scarc.library.oregonstate.edu/coll/pauling/bond/people/h
eitler.html
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2. INTRODUCCIÓN Y ANTECEDENTES DE CONOCIMIENTO
Teoría del enlace
En química, la teoría del enlace de valencia (TEV) explica la naturaleza
de un enlace químico en una molécula, en términos de las valencias
atómicas. La teoría del enlace de valencia resume la regla que el átomo
central en una molécula tiende a formar pares de electrones, en
concordancia con restricciones geométricas, según está definido por la
regla del octeto. La teoría del enlace de valencia está cercanamente
relacionada con la teoría del orbital molecular.
La teoría del enlace de valencia complementa a la teoría de orbitales
moleculares. La teoría de orbitales moleculares puede predecir
propiedades magnéticas. la teoría del enlace de valencia provee una
descripción más fácil de visualizar de la reorganización de la carga
electrónica que tiene lugar cuando se rompen y se forman enlaces
durante el curso de una reacción química. En particular, la teoría del
enlace de valencia predice correctamente la disociación de moléculas
diatómicas homonucleares en átomos separados, mientras que la teoría
de orbitales moleculares en su forma simple predice la disociación en
una mezcla de átomos y iones.
Un aspecto importante de la teoría del enlace de valencia es la condición
de máximo traslape que conduce a la formación de los enlaces posibles
más fuertes. Esta teoría se usa para explicar la formación de enlaces
covalentes en muchas moléculas.
En química, la Teoría de los Orbitales Moleculares (TOM), es un método
para determinar el enlace químico en la que los electrones no están
asignados a enlaces individuales entre átomos, sino que se toman con
un movimiento que está bajo la influencia de los núcleos de toda la
molécula.1 En esta teoría, cada molécula tiene un grupo de orbitales
moleculares, y se asume que la función de onda ψf del orbital molecular
está escrita como una simple suma entre los n orbitales atómicos
constituyentes χi, de acuerdo a la siguiente ecuación:1
Los coeficientes cij pueden ser determinados numéricamente por
sustitución de esta ecuación por la de Schrödinger y la aplicación del
principio variacional. Este método se llama combinación lineal de órbitas
atómicas y se utiliza en la química computacional. Una transformación
unitaria adicional puede ser aplicada en el sistema para acelerar la
convergencia en algunos combinaciones computacionales. La teoría de
los orbitales moleculares ha sido vista como competidor de la Teoría del
Enlace de Valencia en los años 30', pero se descubrió después que los
dos métodos están íntimamente relacionados y que cuando son
extendidos son equivalentes.
De acuerdo con la teoría de los orbitales moleculares, los enlaces
covalentes de las moléculas se forman por solapamiento de orbitales
atómicos, de manera que los nuevos orbitales moleculares pertenecen a
la molécula entera y no a un solo átomo. Durante la formación de un
enlace, los orbitales atómicos se acercan y comienzan a solaparse,
liberando energía a medida que el electrón de cada átomo es atraído por
la carga positiva del núcleo del otro átomo. Cuanto mayor sea el
solapamiento, mayor será el desprendimiento de energía y, por lo tanto,
menor será la energía del orbital molecular. Si el proceso de
aproximación de los átomos continúa, los núcleos atómicos pueden
llegar a repelerse mutuamente, lo que hace que la energía del sistema
aumente. Esto significa que la máxima estabilidad (mínima energía) se
alcanza cuando los núcleos se encuentran a una distancia determinada
que se conoce como longitud de enlace.2
Según la Teoría de los Orbitales Moleculares, el número de orbitales
moleculares es igual al número de orbitales atómicos que se solapan. El
orbital molecular de menor energía se forma cuando se solapan dos
orbitales atómicos que están en fase. Este orbital contiene a los dos
electrones y mantiene a los dos átomos unidos, por lo que se denomina
orbital molecular enlazante. Sin embargo, se forma otro orbital
molecular, que posee una energía mayor que la suma de las energías de
los dos orbitales atómicos separados. Este orbital molecular se
denomina antienlazante y es destructivo, es decir, si los electrones se
encontraran en este orbital, los dos átomos se repelerían.3 El orbital
antienlazante, corresponde en la teoría de Lewis al orbital ocupado por
aquellos electrones que no se comparten (llamados "pares no
enlazantes" en dicha teoría). Por ejemplo, en el caso de la molécula de
oxígeno, existen dos pares enlazantes y seis pares no enlazantes. Los
pares enlazantes ocupan los orbitales sigma gerade y pi ungerade (en el
nivel 2 de energía), los cuales son orbitales enlazantes, y los pares no
enlazantes ocupan los orbitales 2s (que no se comparten) y los orbitales
pi gerade, dado que tienen menor energía (son más estables) que los
sigma gerade.
3. MATERIAL REACTIVOS Y EQUIPO
CANTIDAD
1 bolsa
MATERIAL Y EQUIPO REACTIVOS
Globos de diferentes
colores:
Blanco=hidrogeno
Negro=carbono
Azul:nitrogeno
Rojo:oxigeno
Naranja, rosa, azul
claro amarillo: Otros
orbitales:
Plumon permanente
Rojo, negro y azul
1 cinta
Masking tape
c. s. : Cantidad Suficiente
CANTIDAD
4. PARTE EXPERIMENTAL
1. Inflar los globos casi del mismo tamaño y en forma de pera
2. Los globos blanco que representan a los hidrogenos no inflarlos
mucho, dejarlos casi como esferas.
3. Ubicar los colores según el átomo
4. Realizar las uniones para los siguientes moléculas y representarlas
en su libreta
5. Dibujar en su libreta los enlaces moleculares formados en cada caso.
6. Dibujar los digaramas de Roberts, dibujar el diagrama de TEV y TOM
en cada caso.
a) Metano CH4
b) Amoniaco NH3
c) Agua H2O
d) Etileno CH2CH2
e) Formaldehido CH2O
f) Metilimina CH2NH
g) Acetileno CHCH
h) Nitrógeno N2
i) Oxigeno O2
j) ozono
k) Isocianato
l) Tiocianato
m) Aleno
n) Benceno
o) Butadieno
p) Hexatrieno