Enlace Químico Orbitales moleculares

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1 QUIMICA INORGÁNICA Enlace Químico Orbitales moleculares Materiales: 1ra clase: Tabla periódica Modelo de orbitales atómicos 2da clase: Paramagnetismo del oxígeno: Termos, grande y chicos, manguera, imán fuerte, tubos de ensayo, antiparras, vaso de precipitados. Bibliografía 1.- Electrones y enlaces químicos, H.B. Gray, Ed. Reverté, Química Inorgánica, C. E. Housecroft and A. G. Sharpe, 2da Edición, Editorial Pearson, Química Inorgánica, Introducción a la química de coordinación, del estado sólido y descriptiva, G.E. Rodgers, Mc Graw Hill, Madrid, F.A. Cotton y G. Wilkinson, Química Inorgánica Básica, Limusa, México,

2 Electronegatividad No metales Electronegatividad Metales Metaloides 2

3 Enlace Químico Tipos de enlace Covalente Iónico Metálico Teoría del orbital molecular Teoría de enlace de valencia Enlace covalente: Los átomos se enlazan compartiendo electrones no apareados de sus capas externas Enlace Iónico: Un átomo electropositivo cede electrones a un átomo electronegativo, dando lugar a un ion positivo y uno negativo, respectivamente. 3

4 Función de onda Ψ nlm = R n,l (r). Y l,m (θ,φ) 4

5 5

6 Orbitales moleculares Ψ 1Sa Ψ 1Sb Ψ OM Combinación lineal de orbitales atómicos Ψ OM+ = c 1 Ψ 1Sa + c 2 Ψ 1 Sb Ψ OM- = c 1 Ψ 1Sa c 2 Ψ 1Sb 6

7 Funciones de onda molecular y distancia de separación internuclear Ψ OM+ = c 1 Ψ 1Sa + c 2 Ψ 1Sb Ψ OM- = c 1 Ψ 1Sa c 2 Ψ 1Sb 7

8 Densidad electrónicaentre núcleos de Ψ OM+ (Ψ s ) y Ψ OM- (Ψ A ) r 0 = 0,74Å=74pm=0,074nm 8

9 Energía de la molécula de hidrógeno en función de la separación internuclear 9

10 Formación de los orbitales moleculares sigma s (σ s ) Superoposición de orbitales s (1s, 2s,..) Densidades electrónicas de los orbitales atómicos y moleculares Adición Orbital molecular σ Sustracción La combinación de dos orbitales atómicos da como resultado dos orbitales moleculares Orbital molecular σ* 10

11 + Molécula de hidrógeno por orbitales moleculares E OM = ΨĤΨ ΨΨ * * Energía 4,53 ev - 11

12 Niveles de energía de enlace y de antienlace en el orbital molecular del hidrógeno (H 2 ). Un orbital molecular enlazante tiene menos energía y mayor estabilidad que los orbitales átomicos que lo formaron. Un orbital molecular antienlazante tiene más energía y menor estabilidad que los orbitales átomicos que lo formaron. 12

13 Predicción de existencia de moléculas Existe la molécula de He 2? Existe la molécula de Li 2? Config. Electrón. He: 1s 2 Config. Electrón. Li: 1s 2 2s 1 ; (pe= 1342 C) 13

14 Orden de enlace Orden de Enlace (OE) = 1 2 ( Número de Número de ) electrones en - electrones en OM OM enlazantes antienlazantes OE= ½ 1 ½ 0 14

15 Existe la molécula de Be 2 2+? Configuración electrónica Be: 1s 2 2s 2 15

16 Formación de los orbitales moleculares sigma p Superoposición de orbitales p (frontal) Adición Sustracción 16

17 Formación de los orbitales moleculares pi 2p (π) Superoposición de orbitales p (lateral) Adición Orbital molecular π (enlaz.) Sustracción Orbital molecular π* (antienlaz.) 17

18 Resumen de posibles combinaciones de orbitales p 18

19 Configuraciones de orbitales moleculares (OM) 1. El número de orbitales moleculares (OM s) siempre es igual al número de orbitales atómicos combinados. 2. Entre más estable es el enlace OM, menos estable es el antienlace correspondiente. 3. Los OM s se llenan de acuerdo con su nivel de energía. 4. Cada OM puede tener hasta dos electrones. 5. Se utiliza la regla de Hund cuando se añaden electrones a los OM s del mismo nivel de energía. 6. El número de electrones en los OM s es igual a la suma de todos los electrones en los átomos unidos. 19

20 Orden de niveles de energía en moléculas diatómicas covalentes homonucleares Orden de niveles moleculares hasta la molécula de nitrógeno (N 2 ) inclusive Orbitales Atómicos A Orbitales moleculares Orbitales Atómicos B Orden de niveles moleculares a partir de la molécula de oxígeno (O 2, F 2, ) Orbitales Atómicos A Orbitales moleculares Orbitales Atómicos B σ * 2pz σ * 2pz π * 2px π * 2py Energía px py pz π * 2pxπ * 2py σ 2pz π 2px π 2py px py pz Energía px py pz π 2px π 2py σ 2pz px py pz 2Sb σ * 2s 2Sa 2Sb σ * 2s 2Sa σ 2s σ 2s Fin 1ra clase 20

21 Molécula de nitrógeno (N 2 ) Config. Electrónica N: 1s 2 2s 2 2p 3 σ * 2pz Molécula de nitrógeno (O 2 ) Config. Electrónica O: 1s 2 2s 2 2p 4 σ * 2pz π * 2px π * 2py π * 2px π * 2py px py pz σ 2pz px py pz π 2px π 2py px py pz Energía 2Sa π 2px π 2py σ * 2s 2Sb Energía 2Sa σ 2pz σ * 2s 2Sb σ 2s σ 2s O.E.= O.E.=

22 22

23 Inversión de niveles de energía de σ 2p y π 2p entre N 2 y O 2 23

24 p y Enlaces dobles Orbitales π y y σ x en el plano π y + σ Z p z π y p y Enlaces triples π y p x + σ z π p zx z π y Orbitales π x perpendicular al plano π x 24

25 MOLÉCULAS DIATÓMICAS HOMONUCLEARES σ π π σ σ σ Notar el cambio de orden en la energía de los orbitales π σ σ σ σ 25

26 Vinculación entre orden, energía y longitud de enlace Molécula Orden de enlace E. Enlace (KJ/mol) Long. de enlace (Å) Li ,67 F ,42 O ,20 N ,09 A mayor O.E. > Energía de enlace A mayor O.E. < longitud de enlace A mayor O.E. > Energía de enlace < longitud de enlace 26

27 Niveles de energía para moléculas diatómicas heteronucleares. 27

28 Niveles de energía para la molécula de CO El orden de niveles de energía es similar al de las moléculas homonucleares para la molécula de nitrógeno o menores números atómicos. No hay inversión de niveles como para O 2 o F 2 (Molec. homonucleares) Configuraciones electrónicas: C: [He]2s 2 2p 2 O: [He]2s 2 2p 4 28

29 Estudiar los diagramas de energía de las siguientes especies diatómicas, indicando configuración electrónica, orden de enlace, distancias relativas de enlace, propiedades magnéticas. C 2, C 2-, C 2 + O 2, O 2-, O 2 2-, O 2 + N 2, N 2-, N

30 ORBITALES MOLECULARES Experimentalmente se observa que el O 2 es paramagnético. El comportamiento paramagnético se atribuye a la presencia de electrones desapareados en el diagrama de energía. O O No se observan electrones desapareados en la estructura de Lewis. Debería ser diamagnético Teoría de orbitales moleculares los enlaces se forman a partir de la interacción de orbitales átomícos para formar orbitales moleculares. 30