1/9/17. Moléculas poliatómicas Sin embargo, el átomo de Be puede obtener electrones desapareados promoviendo un electrón del orbital 2s al orbital 2p:

Transcripción

1 En el caso de las moléculas poliatómicas nos gustaría poder explicar: El número de enlaces formados Las geometrías que obtienen onsidérese la estructura de Lewis de las moléculas gaseosas de BeF 2 : El modelo de VSEPR predice que tendrán una estructura lineal. Qué es lo que la teoría de unión valencia predice acerca de esta estructura? 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 130 onfiguración del átomo de Flúor: 1s 2 2s 2 2p 5 ay 1 electrón desapareado en un orbital 2p Este electrón 2p desapareado puede aparearse con uno del átomo de Be para formar un enlace covalente onfiguración del átomo de Berilio: 1s 2 2s 2 En el estado basal (el de menor energía) de este elemento no hay electrones desapareados, el átomo de Be así es incapaz de formar un enlace covalente con el átomo de flúor. 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 131 Sin embargo, el átomo de Be puede obtener electrones desapareados promoviendo un electrón del orbital 2s al orbital 2p: De hecho, esto da como resultado dos electrones desapareados, uno en el orbital 2s y otro en el 2p El átomo de Be podrá ahora formar dos enlaces covalentes con los átomos de flúor No podremos esperar que estos dos enlaces sean idénticos, pues uno está en un orbital 2s y el otro está en un orbital 2p. Sin embargo, la estructura del BeF 2 es lineal y ambas longitudes de enlaces son idénticas. 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 132 1

2 Para resolver este problema, tenemos que combinar las funciones de onda de los electrones 2s y 2p para producir dos nuevos orbitales idénticos para ambos enlaces. Estos nuevos orbitales son orbitales sp híbridos El diagrama del orbital hibridado se representa así: Nótese: Los orbitales 2sp del Be son idénticos y están orientados a 180 uno del otro. Y son idénticos entre sí. 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 133 La promoción de un electrón 2s del Be a un orbital 2p para obtener el orbital sp requiere de energía. Los orbitales sp tienen un lóbulo más largo que les permite superponerse mejor (enlazarse) con otro átomo más efectivamente Ello conduce a un enlace más fuerte (mayor energía de enlace) que compensa la energía requerida para promover el electrón 2s Superposición Orbitales spp de del orbitales Be F 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 134 BF 3 : onfiguración electrónica y proceso de hibridación del Boro: Estado basal promoción Los tres orbitales híbridos sp 2 tienen geometría trigonal para minimizar la repulsión electrónica + + orbital s orbital p x orbital p y hibridación 3 orbitales sp 2 en el mismo átomo sp 2 se refiere a un orbital híbrido que se construye de un orbital s y dos orbitales p. 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 135 2

3 NOTA IMPORTANTE: Aunque parece una notación de la configuración electrónica, el superíndice 2 NO SE REFIERE al número de electrones en el orbital, sino al número de orbitales de esa clase que forman el híbrido 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS : onfiguración electrónica y proceso de hibridación del arbono: promoción hibridación 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 137 Un orbital s puede mezclarse con los tres orbitales p de la misma subcapa s p x p y p z 4 sp 3 híbridos Entonces, usando la teoría de unión valencia, podemos describir los enlaces en el metano así: ada uno de los orbitales híbridos sp 3 del átomo de carbono se superponen con los orbitales 1s del hidrógeno para formar un enlace con un par de electrones 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 138 3

4 Otra NOTA La etiqueta sp 3 se refiere a los orbitales híbridos construidos con un orbital s y tres orbitales p Aunque estas etiquetas se parecen a las que usamos para designar las configuraciones electrónicas de un átomo, El superíndice 3 NO SE REFIERE al número de electrones en un orbital, sino al número de orbitales de la clase p Los dos pasos que se hacen para construir orbitales híbridos son Promover un electrón de valencia del estados basal a un orbital de mayor energía ibridar los electrones de valencia apropiados para obtener la geometría de los electrones de valencia adecuada (es decir, el número correcto de orbitales híbridos con la geometría apropiada) 2 O: onfiguración electrónica y proceso de hibridación del Oxígeno: hibridación 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 139 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 140 Electrones de enlace Pares solitarios 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 141 4

5 2 O: onfiguración electrónica y proceso de hibridación del Oxígeno: PF 5 : ibridación con los orbitales d Los átomos del tercer periodo y superiores pueden utilizar los orbitales d para formar orbitales híbridos PF 5 : ibridación con los orbitales d Obteniéndose para estos orbitales una geometría de bipirámide trigonal promoción hibridación s p x p y p z 4 sp 3 híbridos Tetraedro 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 142 Electrones de enlace 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 143 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 144 5

6 MX 6 : ibridación con los orbitales d De manera similar al hibridar un orbital s, tres p y dos d se obtienen seis orbitales híbridos idénticos sp 3 d 2. Los cuales estarán orientados en una geometría octaédrica Pasos para predecir los orbitales híbridos que usa un átomo en el enlace: Dibuja la estructura de Lewis Determina la geometría de los pares electrónicos usando el modelo de VSEPR Especifica los orbitales híbridos necesarios para acomodar los pares electrónicos en ese arreglo geométrico Ejemplo: N 3 Estructura de Lewis: El modelo de VSEPR indica que en este compuesto los pares electrónicos tienen geometría tetraédrica, con un par electrónico de no enlace Dando como resultado una molécula cuya estructura es una pirámide trigonal N 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 145 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 146 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 147 6

7 Ejemplo: N 3El arreglo tetraédrico indica cuatro orbitales híbridos equivalentes Geometría obtenida: 4 orbitales sp 3 híbridos Tetraedro Par solitario ibridación Orbitales de enlace Orbitales híbridos Geometría: Geometría Número de Orbitales Orbitales íbridos Lineal 2 sp Trigonal 3 sp 2 Tetraédrica 4 sp 3 Bipirámide Trigonal 5 sp 3 d Octaédrica 6 sp 3 d 2 El eje internuclear es una línea imaginaria que pasa a través de dos núcleos unidos en una molécula: 1s - 1s eje internuclear Los enlaces covalentes que hemos considerado hasta este momento, exhiben orbitales de enlace que son simétricos respecto al eje internuclear. 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 148 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 149 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 150 7

8 Es decir, orbitales s, que son simétricos en todas direcciones; o bien orbitales p que apuntan a lo largo del enlace hacia el otro átomo; o quizá los orbitales híbridos que hacen lo mismo. A los enlaces en los cuales la densidad electrónica es simétrica respecto al eje internuclear se llaman enlaces sigma o σ En el caso de los enlaces múltiples, los orbitales de enlace surgen de un tipo diferente de arreglo 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 151 Los enlaces múltiples se producen por medio de la superposición de dos orbitales p que son perpendiculares al eje internuclear eje internuclear 2p 2p A este tipo de superposición de dos orbitales p, se le llama enlace pi o π Nótese que esto es un solo enlace que surge de la superposición dos orbitales p 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 152 En los enlaces π: La regiones donde se superponen los orbitales p están arriba y abajo del eje internuclear La superposición en estos casos es menos efectiva que la del enlace π, y por tanto la fuerza de enlace es típicamente menor que la del enlace σ Así, podemos definir de manera general: Un enlace sencillo tiene un enlace σ Un enlace doble tiene un enlace σ y uno π Un enlace triple tiene un enlace σ y dos π 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 153 8

9 Ejemplos Molécula de 2 Molécula de etileno 1 enlace σ 1 enlace σ, 1 enlace π Molécula de N2 1 enlace σ, 2 enlaces π 2 4 el etileno El arreglo de los enlaces sugiere que la geometría de alrededor de cada carbono sea trigonal Y la configuración electrónica? promoción arbono: 1s 2 2s 2 2p 2 Esta geometría indica que se emplean en el hibridación 2 4 el etileno Ya tenemos tres orbitales híbridos sp 2 listos para unirse con el otro carbono y los hidrógenos, pero además nos sobra un electrón en un orbital p Este orbital electrónico adicional es perpendicular al plano de los tres orbitales sp 2 para minimizar la repulsión: enlace orbitales híbridos sp 2 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 154 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 155 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 156 9

10 2 4 el etileno Los orbitales p podrán superponerse por encima y por debajo del eje internuclear para que los electrones desapareados en dichos orbitales puedan formar un enlace covalente Esta interacción por encima y por debajo del eje internuclear, es un solo enlace π entre los dos orbitales p. 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS el etileno: El enlace doble puede visualizarse así: Encima y debajo del enlace sigma 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS el etileno Experimentalmente sabemos que: Los 6 átomos de etileno están en el mismo plano. Si hubiese un enlace sencillo s entre los dos, no habría nada que detuviera la rotación de los átomos alrededor del eje internuclear Pero en este caso los átomos se mantienen rígidamente en un plano Además de la rigidez, el enlace - del etileno es más corto que el esperado en uno sencillo De esta manera, es lógico pensar que los electrones adicionales (del enlace π) deben estar situados entre los dos núcleos de carbono 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS

11 2 2 (acetileno) El arreglo lineal sugiere que cada átomo de carbono emplea dos orbitales sp para formar el enlace promoción hibridación 2 2 (acetileno) Esto deja dos electrones desapareados en el orbital p Para minimizar la repulsión electrónica, los electrones ocupan los orbitales p que son perpendiculares entre sí pero a la vez son perpendiculares al eje internuclear: 2 2 (acetileno) Estos orbitales p pueden superponerse para formar dos enlaces π, además del enlace sencillo σ formando un enlace triple - - 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 160 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 161 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS

12 2 2 (acetileno) El enlace triple entonces puede visualizarse así: laro alrededor del enlace sigma 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 163 Enlace deslocalizado 6 6 (Benceno) El benceno tiene dos estructuras resonantes y sabemos experimentalmente que: Los 6 enlaces - tienen la misma longitud Esta es menor a la de un enlace sencillo, pero mayor que la de un enlace doble La molécula es plana 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 164 Enlace deslocalizado 6 6 (Benceno) El ángulo de enlace de cada carbono es de aproximadamente 120 Este compuesto tiene una geometría trigonal en cada carbono, lo cual es coherente con la hibridación sp 2 Esto nos dejaría un orbital p con un electrón en cada carbono perpendicular al eje del enlace - 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS

13 Enlace deslocalizado 6 6 (Benceno) on esos seis orbitales p podemos formar tres enlaces σ (pues tenemos tres pares de electrones) Sin embargo, esto daría como resultado tres enlaces sencillos y tres enlaces dobles en el anillo Esto, causaría que las longitudes de enlace fuesen diferentes en el anillo, lo cual no ocurre Esto también daría como resultado que una de las estructuras resonantes se tuviera que descartar Enlace deslocalizado 6 6 (Benceno) El mejor modelo para esta molécula (y muchas otras) es el que hace que los electrones π estén alrededor de todo el anillo y no en un átomo particular y lo concebimos así: Enlace deslocalizado 6 6 (Benceno) Y como no podemos decir que los electrones en los enlaces π están en un átomo particular, se describen como deslocalizados en los seis átomos de carbono El benceno se dibuja de dos maneras diferentes: El círculo indica la deslocalización de los electrones π 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 166 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 167 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS

14 arácter s o p Al considerar la relación entre el ángulo de enlace y el carácter de los orbitales híbridos sp, sp 2 y sp 3, notamos que tienen 50%, 33% y 25% de carácter s en tanto que un orbital puro p tiene 0% y uno s tiene 100%. Así en el caso del agua, cuyo ángulo de enlace es de 104.5, es claro no corresponde al de los orbitales sp 3 (109.5 ), de manera que podemos pensar en que los orbitales del agua tienen un poco más de carácter p. 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 169 ibridación y superposición Se puede considerar que la fuerza de un enlace, es proporcional al grado con el que se superpongan los orbitales de los átomos que la componen. En general los orbitales s y p puros se superponen menos efectivamente que los orbitales híbridos La superposición relativa de los orbitales híbridos es sp > sp 2 > sp 3 En general, la teoría de unión valencia, explica usando la teoría cuántica el comportamiento molecular 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS 170 Limitaciones de la teoría La más seria limitación de la teoría de unión valencia es que a los electrones en la molécula se les trata como si estuvieran localizados y se comportaran casi como lo hacían en el átomo aislado. Y aunque la teoría de la resonancia nos permite parchar el modelo, se pierde la simplicidad de la teoría. F. und y R. S. Mulliken desarrollan otro modelo que es más satisfactorio que el de unión valencia en muchos casos. 9/1/17 INTERAIONES QUÍMIAS