• Author / Uploaded
• francisco

• Categories
• Orbital Molecular
• Enlace químico
• Enlace covalente
• Física de la Materia Condensada
• Ingeniería de estado sólido

Citation preview

ww w.

sa

Esta teoría fue desarrollada por Linus Pauling (1.930 y 1.940).

ma

TEORIA DEL ENLACE DE VA VALENCIA O TEORIA DEL ORBITAL ATO TOMICO.

pu

El enlace covalente se forma porr so solapamiento o superposición de dos orbitales ató atómicos, de modo que los electrones compartidos pertenec necen a la vez a los orbitales de los dos elementos tos enlazados.

nt

es

Esta teoría supone que la formación ación del enlace covalente tiene lugar por empareja rejamiento de los espines electrónicos de signo contrario y por p la máxima superposición de los orbitales ales atómicos a los que pertenecen los electrones; dando do lu lugar a una región espacial de densidad electró lectrónica común a ambos átomos. Así que únicamente nos interesarán arán los lo orbitales más exteriores de la estructura atómica. atóm La forma espacial que adquieren n es la siguiente:

.e

• Los orbitales “p”, se distribuyen yen alineados en cada una de las direccio recciones del espacio, con una forma de doble oble e elipse.

Hay dos tipos de enlace: •

•

enlace sigma (σ): el enlace lace sse forma por solapamiento de: - dos orbitales s, or p, - un orbital s con un orbital - dos orbitales p longitudinalmente longit enlace pi (∏): se produce ce po por solapamiento lateral de orbitales p paralelos

Los enlaces sigma (σ) son más s fue fuertes que los enlaces pí (Π).

Los enlaces simples siempre son del tipo σ, mientras que en enlaces múltiple últiples (dobles aparecen también enlaces tipo ∏. Ejemplos:

Molécula de hidrógeno (H2): Formada Form por un enlace σ entre los dos orbitales bitales “s” semiocupados de cada uno de los átomos. áto Molécula de HCl: se forma por un enlace en orbi σ entre el orbital “s” del hidrógeno y ell orbital “p” del cloro. (Molécula lineal) Molécula del Cl2: Se solapan de manera m lineal los dos orbitales “p”, uno de e cada cad átomo. Molécula de H2O: El oxígeno tiene d dos orbitales “p” perpendiculares entre sí, que se s solapan con el orbital “s” de cada átomo átom de hidrógeno. Molécula de O2: cada átomo de oxígeno tiene dos orbitales “p” perpendiculare iculares semiocupados, de modo que se forma form un doble enlace. Un enlace sigma, entre tre do dos longitudinales y un enlace pi, entre tre do dos paralelos.

Teoría del orbital atómico

www.mas .masapuntes.es

1 / 4

o triples),

s

• el orbital “s” es esférico, represent resentado en un sistema tridimensional centrado en los ejes coordenados.

ww w. ma

TEORIA DE LOS ORBITALES ATÓMICOS HIBRIDOS

sa

La teoría del enlace de valencia no explica la geometría espacial de numerosas moléculas covalentes. Y además no se cumple que el número de enlaces covalentes que puede establecer un determinado átomo depende solamente del numero de electrones desapareados de su último orbital atómico.

pu

Por ejemplo, el diagrama orbital del carbono es: 2 2 2 1s 2s 2p ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↑ por lo que debería formar 2 enlaces, y no 4

nt es

Esto puede ser explicado con el modelo del ORBITAL HIBRIDO.

.e

La hibridación se producirá más fácilmente cuanto menor sea la diferencia energética entre el nivel que deja el electrón y el que ocupa. Se llama VALENCIA COVALENTE O COVALENCIA, al nº de electrones desapareados que posee un átomo, y es deducida de la estructura electrónica del elemento, teniendo en cuenta que un átomo puede desaparear electrones que en su estado fundamental están apareados siempre que no cambien de nivel de energía; es decir, mediante hibridación. Ejemplos de determinación de covalencias de algunos elementos: Oxígeno:

2s

↑ ↓ Azufre: 3s 3p 2

4

2p

2

4

la única covalencia posible es 2

↑↓ ↑ ↑ 3s ↑↓

↑↓ ↑

3p ↑

3d

↑↓

↑

↑

↑

↑

↑

↑

↑

↑

↑

↑↓

↑↓ ↑↓ ↑

↑↓

↑↓ ↑

↑

↑

↑↓

↑

↑

↑

↑

↑

↑

↑

↑

↑

↑

↑

covalencia 2 covalencia 4 ↑

covalencia 6

Cloro :3s 3p . 2

5

covalencia 1 covalencia 3 covalencia 5 ↑

covalencia 7

HIBRIDACIÓN DE ORBITALES. Para explicar la geometría espacial de las moléculas, se establece el proceso denominado HIBRIDACIÓN DE ORBITALES. A partir de orbitales atómicos puros, se obtienen otros equivalentes geométrica y energéticamente llamados orbitales híbridos.

Teoría del orbital atómico

www.masapuntes.es

2 / 4

s

Este modelo explica cómo un electrón inicialmente emparejado puede promocionar a orbitales de mayor energía.

ww w.

2

2

nt es

• Hibridación sp trigonal plana:: con ángulos iguales centrales de 120º Son moléculas como BCl3, SO3,...

pu

• Hibridación p angular: Es la molécula moléc de agua, con un ángulo de 104º. También en las moléculas SH2, SO2, NO2

sa

• hibridación sp lineal: (hibridación ción entre e un orbital s y un orbital p) Se encuentra en moléculas como CO2, N2O, BeCl2...

ma

Así se establecen estructuras como: omo:

• Hibridación sp piramidal triangula ngular: con ángulos de 106º. = Se encuentra en el NH3, ClO3 , SO3

.e

3

• Hibridación sp tetraédrica: Los os án ángulos centrales son de 109º Se encuentra en CH4, Cl4C, Cl4Si, Cl4Ge...

s

3

• Cuadrandular plana: Cl4I

-

• Hibridación sp d bipiramidal triangular: triang Es la estructura del PCl5, PF5... 3

• Piramidal cuadrangular: BrF5

• Hibridación sp d octaédrica: todos todo los ángulos son rectos se presenta pre en SF6,PF6... 3 2

TEORIA DE LOS ORBITALES ES MOLECULARES

Esta teoría se propone para explicarr las propiedades magnéticas de algunas molécula léculas covalentes. La formación del enlace puede ede producirse por superposición de orbitales atómicos atóm de energía y orientación espacial adecuadas, as, y d dando lugar a un ORBITAL MOLECULAR. De acuerdo con el Principio de Exclus Exclusión, en el orbital molecular sólo podrán caber er dos do electrones.

Un ORBITAL MOLECULAR ess una combinación lineal de dos orbitales atómicos icos correspondientes c a los átomos que constituyen la molécula cula. Principios fundamentales:

• Los orbitales atómicos se combin mbinan para dar lugar a orbitales moleculares, de m modo que el número de orbitales atómicos que se combina mbinan es igual al de orbitales moleculares que se obtienen. obt • Las energías de los orbitaless moleculares mole pueden obtenerse mediante cálculos ulos re resolviendo la ecuación de onda de Schrödinger.

Teoría del orbital atómico

www.mas .masapuntes.es

3 / 4

ww w.

ma

• El estudio energético demuestra que por cada dos orbitales atómicos combinados, se obtienen otros dos orbitales moleculares: uno de baja energía (ORBITAL DE ENLACE Π o σ ) y otro de alta energía * * (ORBITAL DE NO ENLACE Π o σ ).

sa

nt es

• Cada orbital molecular es capaz de albergar dos electrones. • Los electrones ocupan preferentemente los orbitales menos energéticos. • Se cumple el principio de máxima multiplicidad de Hund.

pu

Los electrones que establecen el enlace ocupan los orbitales moleculares de igual forma a como los electrones en los átomos ocupan los orbitales atómicos:

.e s

Teoría del orbital atómico

www.masapuntes.es

4 / 4