Estructura molecular TOM

Alejandro Solano-Peralta
Facultad 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).
1
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.
Ψ uv  c11  c 2 2
Teoría de enlace valencia
 Dos formas en que se encuentra un mínimo:
  1   2
c1  c 2  1
c1  c 2  1
  1   2
1
( 1   2 )
2
1
 
( 1   2 )
2
 
2
Teoría de enlace valencia
 Dos formas en que se encuentra un mínimo:
c1  c 2  1
1
2  (12   22  21 2 )
2
c1  c 2  1
1
2  (12   22  21 2 )
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.
3
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.
OM  Nc1 A   c 2 B   ...
4
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.
OM  Nc1 A   c 2 B   ...
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.
OM  Nc1 A   c 2 B   ...
5
Diagrama de energía de la formación de un
enlace sigma por traslape orbital
Orbitales Atómicos y Moleculares
 Mezclado 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
6
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*).
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.
http://www.ch.ic.ac.uk/vchemlib/course/mo_theory/main.html
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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.)
8
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
10
Diatómicas homo nucleares
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 )
11
Diatómicas homo nucleares
Diatómicas homo nucleares
12
Diatómicas homo nucleares
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 
Principio de Aufbau para moléculas
E
De oxígeno a neón;
s2p  2p
s1s  s1s   s2s  s2s   s2p  2px =
2py  2px  = 2py   s2p 
14
Diagrama de Orbitales Moleculares (H2+)
Diagrama de Orbitales Moleculares (H2+)
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Diagrama de Orbitales Moleculares (H2)
http://www.ch.ic.ac.uk/vchemlib/course/mo_theory/main.html
H2
Configuración electrónica
(s 1s)2
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H2
Configuración electrónica
(s 1s)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?
(s 1s)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?
(s 1s)2 (s 1s*)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
LUMO (Low energy Unoccupied Molecular Orbit)
orbital molecular ocupado de menor energía.
Orbitales
Frontera
HOMO (High energy Occupied Molecular Orbit)
orbital molecular ocupado de mayor energía.
Be2
• Orden de enlace:
OE = (4-4)/2 = 0
Be2 No existe
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B2
 Configuración electrónica
(s 1s)2 (s 1s*)2 (s 2s)2 (s 2s*)2
( 2px)1 ( 2py)1
 Orden de enlace:
OE = (6-4)/2 = 1
Paramagnética.
M = 2(1) + 1 = 3
 Triplete
C2
 Configuración electrónica
(s 1s)2 (s 1s*)2 (s 2s)2 (s 2s*)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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N2
 Configuración electrónica
(s 1s)2 (s 1s*)2 (s 2s)2 (s 2s*)2
( 2px)2 ( 2py)2 (s 2p)2
 Orden de enlace:
OE = (10-4)/2 = 3
N N
Diamagnética.
M = 2(0) + 1 = 1
 Singulete
O2
 Configuración electrónica
(s 1s)2(s 1s*)2(s 2s)2(s2s*)2
(s 2p)2( 2px)2( 2py)2
( 2px*)1( 2py*)1
 Orden de enlace:
OE = (10-6)/2 = 2
O= O
 ¿Multiplicidad?
La teoría de orbitales
M = 2(1) + 1 = 3  Triplete
moleculares es la única que
Paramagnética.
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:
(s 1s )2(s 1s*)2(s2s )2(s2s*)2(s2p)2(2
2
2
2
2
px) ( 2py) ( 2px*) ( 2py*)
 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-nucleares
Como 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)
• Orden de enlace:
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)
• Orden de enlace:
OE = (2-0)/2 = 1
H—F
Singulete
(diamagnética)
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Diagrama de Orbitales Moleculares
(HF)
http://www.ch.ic.ac.uk/vchemlib/course/mo_theory/main.html
Moléculas diatómicas hetero-nucleares
Los iones diatomicos heteronucleares 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 poliatómicas
 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 poliatómicas
 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.
http://www.ch.ic.ac.uk/vchemlib/course/mo_theory/main.html
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