Enlace Químico Orbitales moleculares

Transcripción

1 QUIMICA INORGÁNICA Enlace Químico Orbitales moleculares Bibliografía Materiales: Tabla periódica Modelo de orbitales atómicos Paramagnetismo del oxígeno: Termos, grande y chicos, manguera, imán fuerte, tubos de ensayo, antiparras, vaso de precipitados. 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 n 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 Densidad electrónica entre núcleos n de orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes Ψ OM+ = c 1 Ψ 1Sa + c 2 Ψ 1Sb Ψ OM- = c 1 Ψ 1Sa c 2 Ψ 1Sb 7

8 Formación n de los orbitales moleculares sigma s (σ( s ) Superoposición n 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* 8

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

10 Molécula de hidrógeno por orbitales moleculares + E OM ΨHΨ = * ΨΨ * Energía - 10

11 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. 11

12 Predicción n 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) 12

13 Orden de enlace orden de enlace = 1 2 ( Número de Número de ) electrones en - electrones en OM OM enlazantes antienlazantes OE= ½ 1 ½ 0 13

14 Existe la molécula de Be 2 2+? Configuración electrónica Be: 1s 2 2s 2 14

15 Formación n de los orbitales moleculares sigma p Superoposición n de orbitales p (frontal) Adición Sustracción 15

16 Formación n de los orbitales moleculares pi 2p (π) Superoposición n de orbitales p (lateral) Adición Orbital molecular π (enlaz.) Sustracción Orbital molecular π* (antienlaz.) 16

17 Resumen de posibles combinaciones de orbitales p 17

18 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. 18

19 N 2 N : 1s 2 2s 2 2p 3 2p π * g (2px) π* g (2py) σ g (2pz) px py pz π u (2px) π u (2py) 2s σ * u (2s) 2s σ g (2s) 19

20 O 2 O : 1s 2 2s 2 2p 4 σ * u(2pz) Energy px py pz π * g (2px) π* g (2py) π u (2px) π u (2py) σ g (2pz) px py pz σ * u (2s) 2s 2s σ g (2s) 20

21 Orden de niveles de energía a 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 * 2px π * 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 Fin 1ra clase σ 2s 21

22 22

23 Inversión n de niveles de energía a 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 Li 2 F 2 Orden de enlace 1 1 E. Enlace (KJ/mol mol) Long. de enlace (Å)( 2,67 1,42 O 2 N ,20 1,09 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 a para moléculas diatómicas heteronucleares. 27

28 Niveles de energía a 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