Modelo de enlace iónico: Modelo electrostático simple

Transcripción

1 Modelos de Enlace

2 Enlace iónico Modelo de enlace iónico: Modelo electrostático simple Estructuras de Lewis: Modelo de enlace por pares de electrones Teoría de Repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (TRPECP) Enlace covalente Teoría de enlace de valencia (EV): Tratamiento mecánico-cuántico Hibridación Teoría de Orbitales Moleculares (OM): Resolver la ecuación de Schrödinger para obtener orbitales moleculares mediante combinaciones lineales de orbitales atómicos (CLO).

3 Modelo de enlace iónico Interacción electrostática entre cargas (iones): E = k q 1q 2 r Para formar iones (transferencia de carga): Cationes () Metales con EI bajas (I, II, III, metales de transición) niones () No metales con E altas (VII, VI y N) Forman redes, no son pares aislados: Na Cl

4 Energía de red: M (g) X MX (g) (s) E Repulsión: E R = 1 r n tracción (Coulómbica): E C = k q 1q 2 r E T = E R E C

5 Modelo de Lewis Modelo de enlace covalente, donde dos electrones se comparten para formar un enlace (e de valencia): Habrá un máximo de ocho electrones en la capa de valencia (estructura del octeto de Lewis): Li F 2s 2p x 2p y 2p z CH 4 PH 3 H 2 O Para elementos con menos de cuatro electrones de valencia, el octeto generalmente no está lleno: H 2 eh 2 Cl 3

6 Los elementos con orbitales d disponibles, pueden expandir el octeto (n = 3 ): PF 5 SF 6 IF 7 Tipos de enlaces: F 2 O 2 N 2 NO 2 F F O O N N O N O Simple Doble Triple Coordinación Siguiendo todas estas reglas, la molécula buscará una situación de menor energía: Máximo número de enlaces Que los enlaces sean lo más fuertes posible La disposición de los átomos en la molécula sea aquella en donde se reduzcan al mínimo las repulsiones electrónicas

7 Electronegatividad (χ) Capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia sí mismo Electronegatividad de Pauling: Escala basada en datos termoquímicos (E D ) Escala de tipo arbitrario donde se asigna al H un valor de 2.2 y al flúor un valor de 4.0 Para una molécula : χ χ = E D ( ) E D( ) E D ( ) 2 Electronegatividad de Mulliken: χ M = EI E 2

8 La mayoría de los enlaces no son completamente iónicos o covalentes. covalente Δχ bajas iónica Δχ altas

9 Enlace covalente no polar Δχ = Enlace covalente polar Δχ = Enlace iónico Δχ > 2.0 No hay momento dipolar (µ) permanente Momento dipolar (µ) permanente Transferencia de carga Dipolos inducidos Dipolos instatáneos µ δ δ-

10 Carga Formal (Q F ) Carga que tendría un átomo en una molécula, si todos los enlaces se consideran covalentes (misma electronegatividad). Q F () =N V N M = N PL 1 2 N PE N V = número de electrones de valencia del átomo N M = número de electrones del átomo en la molécula N PL = número de electrones en pares libres N PE = número de electrones en pares de enlace Estado de oxidación Carga que tendría un átomo en una molécula, si todos los enlaces se consideran iónicos.

11 Ejercicios: Dibuja las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos. Determina la carga formal y estado de oxidación de cada átomo en todos los casos. H 2 SO 3 H 3 PO 4 HClO 3 NH 4 SO 4 2 CrO 4 2 Na 2 S 2 O 3 KNO 2 (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 (CH 3 ) 2 CO (CH 3 ) 2 SO CH 3 CN acetona DMSO dimetilsulfóxido acetonitrilo

12 Teoría de repulsión del par electrónico de la capa de valencia (TRPECP) Modelo que sirve para predecir la geometría de las moléculas, basados en la repulsión electrostática de los pares de electrones de valencia de un átomo. Las repulsiones de los pares de electrones se acomodan en una geometría tal que queden lo más alejados posible Estructura de Lewis Moléculas del tipo n E m : átomo central : n átomos enlazados E : m pares libres (no enlace) Las repulsiones pueden ser: par no enlazante par no enlazante (PNE PNE) par no enlazante par enlazante (PNE PE) par enlazante par enlazante (PE PE)

13 Tipo de molécula Átomos enlazados Pares libres Disposición electrónica Geometría Ejemplos 180º 180º lineal CO 2 ecl º 120º trigonal F 3 SO 3 NO 3 2 E 2 1 < 120º angular NO 2 SO º 109.5º tetraédrica CH 4 PO 4 3 SO E 3 1 < 109.5º < 109.5º Pirámide trigonal NH 3 PCl 3

14 Tipo de molécula Átomos enlazados Pares libres Disposición electrónica Geometría Ejemplos 2 E < 109.5º angular H 2 O º 120º axial 90º ecuatorial 120º bipirámide trigonal PCl 5 4 E 4 1 < 120º < 120º balancín SF 4 3 E forma de T rf 3 2 E º lineal XeF 2

15 Tipo de molécula Átomos enlazados Pares libres Disposición electrónica Geometría Ejemplos º 90º SF 6 octaédrica 5 E 5 1 IF 5 pirámide de base cuadrada 4 E IF 4 cuadrada

16 Tipo de molécula Átomos enlazados Pares libres Disposición electrónica Geometría Ejemplos IF 7 bipirámide pentagonal XeF 6 6 E 6 1 octaedro distorsionado XeOF 5 Pirámide pentagonal 5 E XeF 5 pentagonal

17 En resumen Los pares electrónicos tienden a hacer mínimas las repulsiones Las geometrías ideales son: Número de coordinación 2 lineal Número de coordinación 3 trigonal Número de coordinación 4 tetraédrica Número de coordinación 5 bipirámide trigonal Número de coordinación 6 octaédrica La importancia de las repulsiones es PNEPNE > PNEPE > PEPE Cuando hay pares libres, la geometría se desvía de la ideal (ángulos de enlace menores) Los pares libres elegirán la posición más amplia (ecuatorial en bpt) Si las posiciones son equivalentes, los pares libres estarán en posición trans entre sí Los enlaces dobles ocupan mayor espacio que los sencillos Los pares de enlace con sustituyentes electronegativos ocupan menos espacio que los de los sustituyentes electropositivos

18 Ejercicios: Utilizando la TRPECP explica los siguientes ángulos de enlace de las siguientes moléculas. a) CH 4 NH 3 H 2 O 109.5º 107.2º 104.5º b) En la molécula de CH 2 F 2, los ángulos de enlace son H C H = 111.9º y F C F = 108.3º. c) NF 3 NH º 107.2º

19 Teoría del enlace de valencia (EV) L. Pauling y H. London: Tratamiento mecánico-cuántico al modelo propuesto por Lewis Enlace por pares de e (valencia) que se describe como un traslape de orbitales Hibridación de orbitales (geometría de las moléculas) Para la molécula de hidrógeno: r H H

20 r H H Ψ Α Ψ Β Ψ 1s a b c d a) Ψ = Ψ (1) Ψ (2) Intercambio: b) Ψ = Ψ (1) Ψ (2) Ψ (2) Ψ (1) Carga nuclear efectiva (Z*): c) Ψ = Ψ (1) Ψ (2) Ψ (2) Ψ (1) Contribuciones iónicas: H H H H H H d) Ψ = Ψ (1) Ψ (2) Ψ (2) Ψ (1) λψ Α (1)Ψ Α (2) λψ Β (1) Ψ Β (2) Ψ = Ψ COV λψ Η Η λψ Η Η

21 Hibridación Combinaciones lineales de orbitales puros Considerar la molécula de CH 4 H H C 109.5º H H C: 1s 2 2s 2 2p 2 H: 1s 1 1s 2s 2p x 2p y 2p z 1s Sólo se aceptan 2 H? Se hibrida el orbital 2s con los tres orbitales 2p hibridación 2s 2p x 2p y 2p z sp 3 sp 3 sp 3 sp 3 Se obtienen 4 orbitales híbridos sp 3

22 Ψ 1 = ½ [Ψ s Ψ Px Ψ py Ψ pz ] Las combinaciones que generan los 4 orbitales sp 3 Ψ 2 = ½ [Ψ s Ψ Px Ψ py Ψ pz ] Ψ 3 = ½ [Ψ s Ψ Px Ψ py Ψ pz ] Ψ 4 = ½ [Ψ s Ψ Px Ψ py Ψ pz ] H H C 109.5º H H Geometría tetraédrica

23 H H 3 H 120º H : 1s 2 2s 2 2p 1 hibridación 1s 2s 2p x 2p y 2p z sp 2 sp 2 sp 2 p z Ψ 1 = 1/3 Ψ s 2/3 Ψ Px Ψ 2 = 1/3 Ψ s 1/6 Ψ Px 1/2 Ψ py Ψ 3 = 1/3 Ψ s 1/6 Ψ Px 1/2 Ψ py

24 H H 120º H Geometría trigonal

25 180º eh 2 H e H e: 1s 2 2s 2 hibridación 1s 2s 2p z 2p x 2p y sp sp p x p y Ψ 1 = ½ [ Ψ s Ψ Pz ] Ψ 2 = ½ [ Ψ s Ψ Pz ]

26 180º H e H Geometría lineal

27 Hibridación Geometría Ángulo Carácter s Carácter p sp 3 tetraédrica 109.5º º 25 % 75 % sp 2 120º trigonal 120º 33 % 66 % 180º sp lineal 180º 50 % 50 % dsp 3 bpt 90º, 120º 90º 120º 90º d 2 sp 3 octaédrica 90º

28 Etano: CH 3 CH 3 Etileno: CH 2 = CH 2 cetileno: CH CH

29 Enlace σ: Enlace π: hibridación sp 3 sp 2 sp enlace = Fuerza del enlace Distancia de enlace

30 Teoría de Orbitales Moleculares (OM) Se deriva de la teoría cuántica CLO (Combinación Lineal de Orbitales tómicos) Átomos Ψ s, p, d, f, CLO Moléculas Ψ σ, π, δ, φ, Principio de exclusión de Pauli Regla de Hund Para una molécula, se combinan dos O para obtener dos OM: r Ψ Ψ Ψ b = Ψ Ψ Ψ a = Ψ Ψ b = bonding (enlace) a = antibonding (antienlace)

31 Para un sistema de dos electrones (H 2 ), la función de onda total es el producto de las funciones para cada electrón: r Ψ Α H H Ψ Β Ψ b (1) = Ψ (1) Ψ (1) Ψ b (2) = Ψ (2) Ψ (2) Ψ (1, 2) = Ψ b (1) Ψ b (2) = [Ψ (1) Ψ (1) ] [Ψ (2) Ψ (2) ] Ψ (1, 2) = Ψ (1) Ψ (2) Ψ (1) Ψ (2) Ψ (1) Ψ (2) Ψ (2) Ψ (1) iónicas covalentes Cómo se ven las funciones Ψ b y Ψ a? Ψ 1s

32 Molécula de hidrógeno (H2) Función de enlace: Ψb = Ψ Ψ Ψb2 = (Ψ Ψ)2 Ψb2 = Ψ2 2 ΨΨ Ψ2 Traslape positivo S()

33 Función de antienlace: Ψa = Ψ Ψ Ψb2 = (Ψ Ψ)2 Ψb2 = Ψ2 2 ΨΨ Ψ2 Traslape negativo S()

34 Diagrama de Orbitales Moleculares: Orden de Enlace (OE): LUMO HOMO (Orbital molecular más bajo desocupado) (Orbital molecular más alto ocupado)!!"!!!!!!!!! Nb = número de electrones de enlace Na = número de electrones de antienlace OE (H2) = ½(2 0) = 1 H H

35 Traslape positivo (S > 0) Traslape negativo (S < 0)

36 usencia de traslape (S = 0)

37 Simetría de los orbitales moleculares (OM) formados a partir de orbitales atómicos (O): Planos nodales que contienen al eje internuclear σ s o σ g 0 σ s o σ u 0 σ p o σ g 0 σ p o σ u 0 π p o π u 1 π p o π g 1 Las etiquetas g (gerade, par) y u (ungerade, impar) son etiquetas de simetría, respecto a la inversión.

38 Moléculas homonucleares: Moléculas heteronucleares: H 2 N 2 O 2 CO NO HF F 2

39 Interacciones σ, π y δ: Interacción σ Interacción π Interacción δ

40 FIN!

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