El Átomo de Bohr - jgutluis.webs.ull.es · Hibridación de Orbitales ... (Orbitales híbridos sp2...

Descripción mecánico-cuántica de los electrones alrededor del núcleo: orbitales atómicos

1.Los electrones orbitan el átomo en niveles discretos y cuantizados de energía, es decir, no todas las órbitas están permitidas, tan sólo

El Átomo de Bohro todas as ó b tas está pe t das, ta só o

un número finito de éstas. 2.Los electrones pueden saltar de un nivel

electrónico a otro sin pasar por estados i t diintermedios.

El salto de un electrón de un nivel cuántico a otro implica la emisión o absorción de un único cuanto de luz (fotón) cuya energía ( ) y gcorresponde a la diferencia de energía entre ambas órbitas.

3.Las órbitas permitidas tienen valores discretos ti d d l t l bit l Lo cuantizados del momento angular orbital L

Donde n = 1,2,3,… es el número cuántico angular o número cuántico principal.

4.La cuarta hipótesis asume que el valor mínimo p qde n es 1. Este valor corresponde a un mínimo radio de la órbita del electrón de 0.0529 nm. A esta distancia se le denomina radio de Bohr. Un electrón en este nivel fundamental noUn electrón en este nivel fundamental no puede descender a niveles inferiores emitiendo energía.

El electrón como onda

Función de Onda y orbitales atómicos

Descripción mecánico cuántica del átomo de hidrógeno:

Orbitales y números cuánticos- el modelo de Schrödinger utiliza tres números cuánticos para describir un orbital: n, l y ml

Número cuántico

Rango de valores describes cuántico valores

Principal, n 1, 2, 3, .... energy level

Angular momentum l 0 to n-1 orbital shapemomentum, l, p

Magnetic, ml - l to + l spatial orientation and degeneracydegeneracy

Spin, Ms ± 1/2 electron spin Ejemplo:

Formas de los orbitales atómicos

Orbital 1s

Orbital 2s

¿Cómo se van llenando los orbitales con electrones?

1.- Principio Aufbau: Los electrones se van añadiendo empezando por el orbita de mas í úbaja energia y sucesivamente a los de mas altas energías según determinadas por la Ec.

De Schröedinger:

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p etc

2.- Principio de Exclusión de Pauli : Ningún par de electrones puede tener los

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p….etc

p g p pmismos cuatro números cuánticos, así, un orbital sólo puede estar ocupado como máximo por dos electrones y sólo si éstos tiene spines opuestos (apareados)

3.- Regla de Máxima multiplicidad de Hund: Cuando se están llenando orbitales degenerados sólo un electrón se coloca en cada orbital antes de que empiecendegenerados, sólo un electrón se coloca en cada orbital antes de que empiecen a aparearse con electrones de spin opuesto.

El enlace Mecanico-cuánrico en La molécula de Hidrógeno

Los enlaces se forman por solapamiento de orbitales atómicos en fase (Linus Pauling)

Solapamiento de orbitales atómicos: Enlaces sigma y Pi

Explicación Mecanico-cuántica de la tetravalencia y naturaleza tetrahédrica del carbono en la molecula de metano CH4

Un átomo de carbono en su estado fundamental tendría dos electrones desapareados, tal y como se indica a continuación: Como el átomo de carbono en su estado fundamental sólo contiene dos electrones desapareados se debería esperar que, en lugar de formar CH4, el carbono se uniera sólo a dos átomos de hidrógeno y formara un compuesto de fórmula CH2, dejando vacío un orbital 2p. El CH2 i í i id ll d b t iEl CH2 es una especie química conocida, llamada carbeno, pero es una sustancia muy reactiva y de tiempo de vida media muy corto.

Por adición de 96 kcal/mol de energía a un átomo de carbono, uno de los electrones 2s puede promocionarse hasta alcanzar el orbital vacío 2p, dando lugar a la configuración electrónica indicada a continuaciónelectrónica indicada a continuación

La formación de un enlace covalente produce un descenso de energía en elsistema, que en el caso de un enlace C-H se cifra en 87 kcal/mol. Por tanto, la formación de dos enlaces covalentes más en el átomo de carbono provocará un descenso de 174 kcal/mol de energía (2 x 87 kcal/mol), que compensa

b d t l 96 k l/ l i l át dsobradamente los 96 kcal/mol que se requieren para promover al átomo de carbono desde el estadofundamental al estado excitado.

Este razonamiento explica por qué el átomo de carbono tiende a ser tetravalente en lugar de divalente. Sin embargo, no explica la forma tetraédrica de la molécula de metano.

Hibridación de Orbitales

Matemáticamente, la Ec. de Schrödinger permite combinar los orbitales 2s y 2pde cualquier modo. Una forma de llevar a cabo tal combinación consiste enformar cuatro orbitales nuevos, cada uno de los cuales tiene ¼ de carácter s y ¾d á bi l híb id i l íde carácter p. Los cuatro orbitales híbridos son entonces equivalentes entre sí y,teniendo en cuenta que contienen triple carácter p que s, se les denominaHíbridos sp3 .

Un orbital sp3 puede situar mucha más densidad electrónica, en una direccióndeterminada, que la que sitúa un orbital s o un orbital p. Por consiguiente, un enlace, q q p g ,covalente que se forme con la participación de un orbital sp3 del átomo de carbonoserá más fuerte que un enlace covalente en el que participe un orbital p o un orbital s.

La energía de un enlace covalente que se forma mediante el solapamiento entre el orbital híbrido sp3 del carbono y el orbital 1s del hidrógeno es de 103 kcal/mol, mientras que los enlaces covalentes correspondientes C2p-H1s y C2 H1 i í d 60 k l/ l 80 k l/ lC2s-H1s tienen una energía de 60 kcal/mol y 80 kcal/mol.

Hibridación sp3 enel átomo de carbono

Borano , BH3 (Orbitales híbridos sp2 )

Hidruro de berilio BeH2 (orbitales Híbridos sp)

Metano ; Hibridación sp2 en el carbono

Enlaces en el etileno

Acetileno ; Hibridación sp en el carbono

Híbridos con pares de electrones solitarios: amoniaco y agua

Elecronegatividad del carbono en función de su hibridaciónEl carbono tiene mayor electronegatividad a medida que aumenta el carácter sde la hibridación. Por tanto los carbonos del etano (sp3) son menoselectronegativos que los del eteno (sp2) y éstos a su vez menoselectronegativos que los del etino (sp). El cálculo de las densidades

l ó i fl j l h h ( lelectrónicas en estos tres compuestos refleja claramente este hecho:(azul +,rojo -

Los hidrógenos tienen una coloración azul más acusada desde el etano al etino, prueba de su menor densidad electrónica como consecuencia de la electronegatividad creciente del carbono.

Algunos Parámetros de Enlace