Moléculas: partícula neutra más pequeña de una sustancia dada que posee sus propiedades químicas y puede existir independientemente

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1 Especies químicas de interés formadas por átomos: Moléculas: partícula neutra más pequeña de una sustancia dada que posee sus propiedades químicas y puede existir independientemente Iones: Especies cargada electricamente. Cationes: carga positiva, Aniones: carga negativa Cationes y aniones cohexisten de forma tal que el conjunto se mantenga electricamente neutro Radicales libres: especie con electrones desapareados que en general tienen tiempos de vida pequeños Existen diferentes tipos de enlace químico y la frontera de separación entre ellos es difusa. Los enlaces reales suelen ser intermedios entre los modelos extremos que se emplean para representarlos (iónico y covalente) Aspectos escenciales de cualquier teoría sobre enlace químico: 1. Tiene que explicar por qué se forman las especies poliatómicas. Tiene que explicar por qué los átomos forman compuestos en proporciones definidas 3. Tiene que explicar la geometría de los compuestos que se forman En general podemos decir que ó + átomos se unirán en determinada proporción para formar una especie poliatómica con una geometría dada siempre y cuando la energía de la agrupación formada sea menor que la suma de las energías de los átomos por separado. 1

2 Especies Poliatómicas: Conjunto de átomos, ordenados de modo particular y unidos mediante enlaces químicos Los enlaces se forman porque a pesar de disminuir la entropía (en comparación con los átomos libres) la energía potencial disminuye en mayor medida. La energía potencial disminuye porque la suma de las repulsiones núcleonúcleo y las nuevas repulsiones electrón - electrón es menor que las atracciones núcleo-electrón que surgen en la molécula. Atomo A Atracciones e(a)-n(a) Repulsiones e(a)-e(a) Atomo B Atracciones e(b)-n(b) Repulsiones e(b)-e(b) Molécula AB Atracciones e(a)-n(a) Repulsiones e(a)-e(a) Atracciones e(b)-n(b) Repulsiones e(b)-e(b) Atracciones e(a)-n(b) Atracciones e(b)-n(a) Repulsiones N(A)-e(B) Los electrones en los átomos se encuentran descritos por orbitales atómicos Qué papel juegan estos orbitales en la formación del enlace? Los enlaces resultan del traslape (empalmamiento o solapamiento) entre orbitales atómicos. s-s s-p p-p La magnitud del traslape viene dada por: S AB = ψ ψ dτ A B S > 0 si ψ y ψ son de igual signo AB A B S < 0 si ψ y ψ son de signos opuestos AB A B Sólo valores positivos de S AB corresponden a la formación de enlace y su valor es una medida de la fortaleza del enlace.

3 Aunque S aumenta al disminuir la distancia AB también lo hacen las interacciones repulsivas las longitudes de enlaces se corresponden al promedio en el cual el traslape es máximo y las repulsiones mínimas La distancia interatómica que más favorece un enlace entre orbitales s es mayor que la correspondiente a un enlace entre orbitales, de modo que el traslape ocurra entre fases del mismo signo Las funciones de onda que describen a los orbitales atómicos pueden combinarse: aditivamente o en fase (si son del mismo signo) destructivamente o fuera de fase (si son de signos opuestos). Combinación s-s enlazante ψ + ψ ψ ψ antienlazante 3

4 El número total de orbitales moleculares formados será igual al número total de orbitales atómicos que le dieron origen Principio de Building UP: 1. El número de electrones en un átomo es igual a su número atómico. Cada electrón añadido se irá incorporando a los orbitales en orden creciente de energía 3. No puede haber más de electrones en el mismo orbital. En orbitales de igual energía (3 orb p, 5 d, 7 f) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus espines paralelos, es decir, separados. El sistema es mas estable (< energía) cuando tiene electrones desapareados (spines paralelos) que cuando esos electrones están apareados (spines opuestos o antiparalelos). Regla de máxima multiplicidad de und Cuando varios electrones están descritos por orbitales degenerados, la mayor estabilidad energética es aquella en donde los espines electrónicos están desapareados. Principio de exclusión de Pauli: En un mismo estado cuántico no puede haber dos fermiones con todos sus números cuánticos idénticos. Fermión: partícula de espín semientero Ej: electrones, protones, neutrones Diagramas Orbitales 1 nodo σ = ψ ψ Ψ σ + Ψ = ψ 1 s ψ + Sin nodos Al combinarse n orbitales atómicos se obtienen n orbitales moleculares 4

5 Molécula La energía disminuye por formación de un orbital enlazante La energía de es más baja que la de La molécula es estable elio El incremento de E por ocupación del orbital σ es de igual magnitud que la disminución de E por ocupación del orbital σ. La energía de e no es más baja que la de e. La molécula de e no se forma Molécula σ σ elio σ σ σ e e e σ 0 σ = 1 OE σ OE = 0 1 : ( ) : e : e : σ σ σ ( ) ( ) 5

6 Molécula σ σ elio σ σ σ e e 0 σ OE = 1 ( σ ) 1 : : e: Combinación p-p Traslape frontal ( a lo largo del eje internuclear) nodos En fase Enlazante σ = ψ + ψ px px Fuera de fase Antienlazante 3 nodos σ = ψp ψ x px Traslape lateral ( perpendicular al eje internuclear) En fase 1 nodo Enlazante = ψ + ψ py py Fuera de fase Antienlazante = ψp ψ y py nodos 6

7 B ( Ejemplo: Formación de molécula B s p 1 ) B: 5 electrones 3 en la capa de valencia Solo la capa de valencia n= 4 OA + 4 OA 8 OM B B 4 σ B σ OMO p s σ 1 s p σ ss 4 OE = 1 B :KK ( σ s) ( σ s) ( p) ( ) ( σ ) ( 1) KK 7

8 Molécula N B: 7 electrones 5 en la capa de valencia N ( s p 3 ) N N N σ σ ss OMO p s 8 OE = 3 3σ σ 1 p s ( ) ( ) ( ) ( ) 4 N :KK σ 1 3σ Molécula F F: 9 electrones 7 en la capa de valencia F ( s p 5 ) F: p ( ev) s ( ev)

9 Molécula F F: 9 electrones 7 en la capa de valencia F ( s p 5 ) F F 4 σ F OMO p 3σ 1 p σ ss s σ 8 6 OE = 1 F:KK σ 3σ 1 s 4 ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) 4 Variación de la energía de los OM de las moléculas diatómicas homonucleares del segundo periodo 9

10 Molécula CO C: 6 electrones 4 en la capa de valencia O: 8 electrones 6 en la capa de valencia C CO 4 σ O OMO _ C(p) C(s) 3σ σ 1 O(p) σ ss 8 OE = 3 O(s) ( 1 ) ( ) ( 1 ) ( 3 ) 4 CO : KK σ σ σ Molécula F : 1 electrón 1 en la capa de valencia F: 9 electrones 7 en la capa de valencia σ sp OMO F 3 σ F () σ 1 F(p) σ sp F(s) ( 1 ) ( ) ( 1 ) 4 F : KK σ σ 10

11 Molécula SO S: 16 electrones 6 en la capa de valencia O: 8 electrones 6 en la capa de valencia S: 3p (-0.05 ev) 3s (-6.7 ev) O: p (-5.04 ev) s (-3.84 ev) Molécula SO +8.9 S: 16 electrones 6 en la capa de valencia O: 8 electrones 6 en la capa de valencia S SO 4 σ O OMO S(3p) S(3s) 3σ 1 O(p) σ O(s) σ ss 8 4 OE = CO : KK σ σ σ 4 ( 1 ) ( ) ( 1 ) ( 3 ) ( ) 11