5. TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (TEV)

Transcripción

1 La teoría del enlace de valencia (TEV) explica el enlace covalente a partir de los orbitales. Una intersección o solapamiento de un orbital de un átomo (con un e-) con otro orbital de otro átomo distinto (con un e-) de modo que el conjunto de los dos orbitales atómicos solapados forma dos orbitales moleculares (con dos e- con momento de spin desapareados). Química 2º bachillerato Enlace químico 1

2 En la teoría del enlace de valencia (TEV): Los orbitales atómicos (OA) que no intervienen permanecen inalterados. Se forman tantos orbitales moleculares (OM) como orbitales atómicos (OA) se hibriden. Un átomo puede formar tantos enlaces como e- desapareados tenga (eque puede compartir para formar enlace), este valor se denomina covalencia. La excepción son los enlaces covalentes dativos. Los enlaces se forman por solapamiento de orbitales atómicos (OA) formándose una zona de máxima densidad electrónica en dicha zona. Química 2º bachillerato Enlace químico 2

3 La hibridación de orbitales atómicos es una fase previa a la formación del enlace donde se produce una hibridación o recombinación de los orbitales atómicos puros de un mismo átomo para resultar unos nuevos orbitales atómicos híbridos. Los orbitales atómicos híbridos se caracterizan por: Se producen el mismo número de orbitales híbridos que de orbitales atómicos puros (del mismo nivel) de partida. Los orbitales híbridos son todos iguales entre sí (misma energía y forma), solo difieren en su orientación espacial. Los ángulos entre los orbitales híbridos son todos iguales, están orientados para tener el menor impedimento estérico (de volumen) y eléctrico. Química 2º bachillerato Enlace químico 3

4 Para formar un orbital híbrido: Primero se produce una promoción electrónica alcanzando un estado excitado denominado estado de valencia. Luego se produce la hibridación donde hay una combinación de n orbitales atómicos (OA) para formar n orbitales híbridos (OH). Todos los orbitales híbridos tienen que estar ocupados por al menos un electrón (no pueden estar vacios). La hibridación se produce antes de la formación del enlace, es una preparación del átomo para formar el enlace en unas condiciones óptimas. Química 2º bachillerato Enlace químico 4

5 Los orbitales híbridos más comunes son: Orbital híbrido sp: Se combinan un orbital s con un orbital p resultando dos orbitales híbridos sp. Ej: BeF 2 Orbital híbrido sp 2 : Se combinan un orbital s con dos orbitales p resultando tres orbitales híbridos sp 2. Ej: BF 3 Orbital híbrido sp 3 : Se combinan un orbital s con tres orbitales p resultando cuatro orbitales híbridos sp 3. Ej: CH 4 Química 2º bachillerato Enlace químico 5

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13 Número de coordinación Distribución Orbital híbrido 2 Lineal Angular sp, pd, sd sd 3 Plana triangular Pirámide trigonal sp 2, p 2 d pd 2 4 Tetraedro Plana cuadrada sp 3, sd 3 p 2 d 2, sp 2 d 5 Bipirámide trigonal Pirámide tetragonal Plana pentagonal sp 3 d, spd 3 sp 2 d 2, sd 4, pd 4, p 3 d 2 p 2 d 3 6 Octaedro p 3 d 2 Química 2º bachillerato Enlace químico 13

14 Química 2º bachillerato Enlace químico 14

15 Ejemplos Química 2º bachillerato Enlace químico 15

16 EJERCICIO-EJEMPLO Explicar las hibridaciones de los orbitales atómicos de los átomos de las siguientes moléculas: a) Dicloro metano. b) Borano. c) Cloro etano. Química 2º bachillerato Enlace químico 16

17 RELACIÓN DE EJERCICIOS HIBRIDACIÓN Química 2º bachillerato Enlace químico 17