ESTRUCTURA DE LA MATERIA

Transcripción

1 ESTRUTURA DE LA MATERIA ESTRUTURA DE LA MATERIA ESTRUTURA DE LA MATERIA 5/4/17 ESTRUTURA MOLEULAR 0 5/4/17 ESTRUTURA MOLEULAR 1 5/4/17 ESTRUTURA MOLEULAR 2 1

2 ESTRUTURA DE LA MATERIA ESTRUTURA DE LA MATERIA ESTRUTURA DE LA MATERIA Departamento de Física y Química Teórica Asesorias Física y Estructura de la materia orario Lunes Martes Miércoles Jueves Viernes Martínez Anaya Oliver Ortega Bernal Pilar González Guadalupe Velásquez Escamilla González Guadalupe Zempoalteca 11:00-12:00 astro arlos astro Ortega Raúl Martínez Anaya Oliver Ortega Bernal Pilar astro González Guadalupe Velásquez Escamilla arlos astro González Guadalupe Ortega Zempoalteca Raúl 12:00-13:00 13:00-14:00 Martínez Anaya Oliver Flores Jerónimo Joaquín López Yépez Wendi Olga Flores Jerónimo Joaquín 14:00-15:00 Martínez Anaya Oliver Flores Jerónimo Joaquín López Yépez Wendi Olga 5/4/17 ESTRUTURA MOLEULAR 3 5/4/17 ESTRUTURA MOLEULAR 4 5/4/17 ESTRUTURA MOLEULAR 5 2

3 ESTRUTURA DE LA MATERIA 5/4/17 ESTRUTURA MOLEULAR 6 ESTRUTURA DE LA MATERIA 5/4/17 ESTRUTURA MOLEULAR 7 La Teoría de Unión Valencia ualitativa Y tiene la densidad electrónica máxima entre los dos átomos. Para poder explicar el comportamiento de las moléculas poliatómicas es necesario considerar el carácter direccional del enlace covalente. Para ello L. Pauling y J. Slater entre 1931 y 32, extienden la teoría de eitler y London generalizandola. La principal consideración es que los compuestos estables resultan de la tendencia de llenar orbitales vacíos con pares electrónicos. La forma de la molécula quedará determinada e por el tipo de orbitales que están en juego. 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 8 3

4 La Teoría de Unión Valencia ualitativa Así un enlace covalente se define como el resultado de la superposición de dos orbitales atómicos procedentes de dos átomos diferentes que está ocupado por un par electrónico. Así en el caso del l, el orbital esféricamente simétrico 1s del con un solo electrón se superpone a un orbital 3p del l también con un solo electrón: ay una distancia óptima entre dos núcleos unidos en los enlaces covalentes: + l qwe l 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 9 Superposición de orbitales onforme los orbitales 1s del hidrógeno y 3p del cloro empiezan a superponerse, hay una reducción en la energía potencial del sistema debida al incremento de la densidad electrónica entre los dos núcleos positivos. Si consideráramos ahora a un átomo rodeado de cuatro pares de electrones, la repulsión electrónica mutua entre los pares haría que se orientaran hacia los ápices de un tetraedro. La función de onda Ψ que define a cuatro orbitales orientados tetraédricamente es una combinación lineal de las funciones de onda atómicas. 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 10 Orbitales híbridos Esta combinación produce cuatro orbitales equivalentes que tienen menor energía (son más estables) que los orbitales originales:! Ψ I = aψ s + bψ p x + cψ py + dψ pz La combinación de orbitales atómicos para dar orbitales mezclados se conoce como hibridación Siempre que los orbitales se mezclan (hibridan): El número de orbitales híbridos producido es igual a la suma de los orbitales que se hibridan. ada orbital híbrido es idéntico a los demás excepto que se orienta en una diferente dirección que los demás. 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 11 4

5 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? 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 12 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. 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 13 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. 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 14 5

6 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. 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 15 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 sp p de del orbitales Be F 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 16 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. 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 17 6

7 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 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 18 4 : onfiguración electrónica y proceso de hibridación del arbono: promoción hibridación 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 19 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 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 20 7

8 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 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 21 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 22 Electrones de enlace Pares solitarios 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 23 8

9 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 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 24 Electrones de enlace 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 25 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 26 9

10 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 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 27 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 28 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 29 10

11 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. 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 30 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 31 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 32 11

12 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 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 33 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 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 34 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 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 35 12

13 Ejemplos Molécula de 2 Molécula de etileno Molécula de N2 1 enlace σ 1 enlace σ, 1 enlace π 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 enlace orbitales híbridos sp 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: 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 36 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 37 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 38 13

14 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. 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS el etileno: El enlace doble puede visualizarse así: Encima y debajo del enlace sigma 4/5/17 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 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 41 14

15 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 - - 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 42 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 43 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 44 15

16 2 2 (acetileno) El enlace triple entonces puede visualizarse así: laro alrededor del enlace sigma 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 45 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 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 46 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 - 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 47 16

17 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 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 48 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 49 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 50 17

18 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. 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 51 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 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 52 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. 4/5/17 INTERAIONES QUÍMIAS 53 18

19 TAREA TAREA 5/4/17 ESTRUTURA MOLEULAR 54 5/4/17 ESTRUTURA MOLEULAR 55 19