Capítulo 11: Teorías del enlace covalente

1. Capítulo 11: Teorías del enlace covalente 11.1 Teoría del enlace valencia (EV) y la hibridación de los orbitales 11.2 La manera en que se traslapan los orbitales y los tipos de enlace covalente 11.3 Teoría de orbitales moleculares (OM) y deslocalización de electrones

2. Temas centrales en la teoría del enlace valencia Principio básico de la teoría del enlace valencia:Un enlace covalente se forma cuando los orbitales de dos átomos se traslapan y un par de electrones ocupa la región entre los núcleos. 1) Espines opuestos de los pares de electrones. La región del espacio formada por los orbitales traslapados tiene una capacidad máxima para dos electrones que deben tener espines opuestos. 2) Máximo traslape de los orbitales enlazados. La fuerza del enlace depende de la atracción del núcleo por los electrones compartidos, así que mientras mayor es el traslape de electrones, más fuerte (más estable es el enlace). 3) Hibridación de orbitales atómicos. Para explicar el enlace en moléculas diatómicas simples, como el HF se puede representar el traslape de los orbitales s y p de los átomos aislados en su estado basal. En casos como el metano CH4 donde 4 átomos de hidrógeno están ligados a un átomo central de carbono es imposible obtener los ángulos de enlace correctos. Pauling propuso que Los orbitales atómicos de valencia en la molécula son diferentes de aquéllos de los átomos aislados. Esto es lo que llamamos Hibridación.

3. Traslape de orbitales y apareamiento de espines en tres moléculas diatómicas Hidrógeno, H2 Fluoruro de hidrógeno, HF Flúor, F2 Fig. 11.1

4. Tipos de orbital híbrido – Grupos periódicos Tipos de orbital híbrido Grupos asociados en la tabla periódica SP Grupo II A Elementos tierras alcalinas SP2 Grupo III A Familia del Boro SP3 Grupo IV A Familia del carbono** SP3d Grupo V A Familia del nitrógeno SP3d2 Grupo VI A Familia del oxígeno ** La excepción es el carbono que puede tener orbitales híbridos: SP, SP 2, SP 3

5. Los orbitales híbridos sp en el BeCl2 gaseoso Átomo Be aislado Átomo Be hibridado Fig. 11.2 A y B

6. Diagrama de casillas de orbitales con contornos de orbitales hibridación vacío vacío vacío vacío sp un e_ sp un e_ dos e_ vacío Los orbitales híbridos sp en el BeCl2 gaseoso hibridación Fig. 11.2 C y D

7. Los orbitales híbridos sp2 en el BF3 hibridación Átomo Be aislado Átomo Be hibridado Fig. 11.3

8. Los orbitales híbridos sp3 en el CH4 hibridación Átomo de C aislado Átomo de C hibridado Fig. 11.4

9. Los orbitales híbridos sp3 en NH3 yH2O electrones de enlace par solitario hibridación Átomo de N aislado Átomo de N hibridado pares solitarios electrones de enlace hibridación Átomo de O aislado Átomo de O hibridado Fig. 11.5

10. Los orbitales híbridos sp3d en PCl5 hibridación cinco sp3d Átomo de P aislado Átomo de P hibridado Uno de los cinco orbitales sp3d Un orbital 3pdel Cl Fig. 11.6

11. Los orbitales híbridos sp3d2 en el SF6 hibridación seis sp3d2 Átomo de S aislado Átomo de S hibridado Uno de los seis orbitales sp3d2 Un orbital 2pdel F Hexafluoruro de azufre - SF6 Fig. 11.7

12. Los pasos conceptuales desde la fórmula molecular hasta los orbitales híbridos usados en el enlace Fórmula molecular Estructura de Lewis Forma molecular y arreglo de grupos de e_ Orbitales híbridos Figura 10.1 Figura 10.12 Tabla 11.1 Fig. 11.8

13. Postulado de orbitales híbridos en una molécula Problema: Describa cómo la mezcla de orbitales atómicos en los átomos centrales conduce a orbitales híbridos en los siguientes compuestos: a) Metil amina, CH3NH2b) Tetrafluoruro de xenón, XeF4 Plan: A partir de la estructura de Lewis y la forma molecular, sabemos el número y arreglo de grupos de electrones alrededor de los átomos centrales, de los cuales postulamos los tipos de orbitales híbridos involucrados. Entonces escribimos el diagrama de orbital parcial para cada átomo central antes y después de que los horbitales son hibridados. Solución: a) Para CH3NH2: La forma es tetraédrica alrededor de los átomos C y N. Entonces, cada átomo central es hibridado sp3. El átomo de carbono tiene cuatro orbitales sp3 medio llenos: 2s 2p sp3 Átomo de carbono aislado Átomo de carbono hibridado

14. El átomo de N tiene tres orbitales sp3medio llenos y uno lleno con un par solitario. .. H 2s 2p sp3 C N H H H H b) El átomo de xenón tiene 5 orbitales s y 5 orbitales p llenos con 5 orbitales d vacíos. Átomo de Xe aislado 5 s 5 p 5 d Átomo de Xe hibridado sp3d2 5 d

15. .. .. b) continúa: Para el XeF4, el Xenón, normalmente tiene un octeto de electrones lleno, lo que significa una geometría octaédrica, por tanto, para formar el compuesto, deben ser rotos dos pares, y deben crearse enlaces con los cuatro átomos de flúor. Si los dos pares solitarios están en las posiciones ecuatoriales, estarán a 900 uno del otro, puesto que si se eligen las dos posiciones polares, los dos grupos de electrones tendrán 1800 entre ellos. Minimizando de este modo la repulsión entre los dos grupos de electrones. F F F F 1800 Xe Xe F F F F Cuadrada plana

16. Los enlaces  en el etano (C2H6) Fig. 11.9

17. Los enlaces  y del etileno (C2H4) Dos lóbulos de un enlace  Fig. 11.10

18. Los enlaces  y del acetileno (C2H2) Dos lóbulos Dos lóbulos de un de un enlace  enlace  Fig. 11.11

19. Rotación restringida de moléculas con enlaces  A) El cis -1,2 dicloroetileno B) El trans -1,2 dicloroetileno Fig. 11.12

20. Una analogía entre las ondas de luz y las funciones de onda atómicas Las ondas se refuerzan Las ondas se cancelan Distancia Distancia Núcleos Nodo A. Las amplitudes de las funciones de onda se suman B. Las amplitudes de las funciones de onda se restan Fig. 11.13

21. Contornos y energías de los orbitales moleculares (OM) de enlace y antienlace en el H2 OM de antienlace, *1s Nodo Restando Energía de los átomos Energía de H aislados Átomos de H aislados Sumando OM de enlace, *1s Fig. 11.14

22. Llenado de orbitales moleculares con electrones 1) Los orbitales se ordenan ascendentemente de energía (Principio de Aufbau ) 2) Un orbital tiene una capacidad máxima de dos electrones con espines opuestos (Principio de exclusión de Pauli) 3) Los orbitales de la misma energía se llenan parcialmente con espines paralelos, antes de que se llene cualquiera de ellos (Regla de Hund)

23. El diagrama de OM para H2 Energía OA de H OM de H2 OA de H Fig. 11.15

24. Diagramas de OM para He2+y para el He2 Energía OA de He OM de He2+ OA de He+ A Orden de enlace del He2+ = ½ Energía OA de He OM de He2 OA de He B Orden de enlace del He2 = 0 Fig. 11.16

25. Enlaces en las moléculas diatómicas homonucleares del bloque s Energía Energía OA de Li OM de Li2 OA de Li OA de Be OM de Be2 OA de Be A Orden de enlace del Li2 = 1 B Orden de enlace del Be2 Fig. 11.17

26. Contornos y energías de los OM  y  a través de combinaciones de orbitales atómicos Resta Nodo *2p OM (antienlace) Energía 2p OM Suma (enlace) Resta Nodo *2p OM (antienlace) Energía 2p OM (enlace) Suma Fig. 11.18

27. Niveles de energía relativos para los OM de las moléculas diatómicas homonucleares del periodo 2 Energía OA OM OA OA OM OA A Niveles de energía de OM para O2, F2 y Ne2 B Niveles de energía de OM para B2, C2 y N2 Fig. 11.19

28. Ocupación del Con combinación 2s – 2p Sin combinación 2s – 2p OM y propiedades moleculares desde el B2 hasta el Ne2 Energía Energía de enlace (kJ/mol) Longitud de enlace (pm) Orden de enlace Paramagnáetica Diamagnética Diamagnética Paramagnáetica Diamagnética Propiedades magnéticas Configuración de los electrones de valencia Fig. 11.20

29. El diagrama de OM para el HF OM de no enlace Energía OA del H OM del HF OA del F Fig. 11.22

30. El diagrama de OM para el NO Energía OA del N OM del NO OA del O Fig. 11.23

31. La OM de enlace  de menor energía en el benceno y en el ozono A Benceno, C6H6 B Ozono, O3 Fig. 11.24