Teorias de Enlaces y Geometría Molecular

Teoría del enlace de valencia• En esta teoría los electrones en una

molécula ocupan orbitales atómicos de los átomos que la componen. Esos orbitales se traslapan formando una región de alta densidad electrónica

• Se forman orbitales híbridos para maximizar el traslapo y minimizar la repulsión electrónica

• Es útil para predecir geometrías moleculares

Hibridación de orbitales

• Se fundamenta en la teoría de repulsión de electrones en la capa de valencia (por sus siglas en inglés VSEPR)

• Los enlaces sencillos (enlace sigma) ocurren con orbitales que están en el eje que une los átomos enlazados

• los enlaces multiples (enlaces pi) ocurren con orbitales que están perpendiculares al eje que une los átomos enlazados

• Al mezclar orbitales atómicos para formar orbitales híbridos el número de orbitales se conserva, es decir, terminamos con igual número de orbitales que con los que empezamos

Teoría VSEPR

• La hibridación de orbitales busca maximizar el traslapo de orbitales y reducir la repulsión entre pares de electrones adyacentes

• La repulsión electrónica de pares adyacentes va en el siguiente orden:– Par libre – par libre (la mayor)– Par libre – par enlazante– Par enlazante – par enlazante (la menor)

Reglas para formar orbitales híbridos

• Se usan tantos orbitales como pares de electrones tenga el átomo en su capa de valencia

• Cada orbital múltiple requiere un orbital p sin mezclar

• Al formar orbitales híbridos primero se usan los orbitales s, luego los p y, cuando sea necesario y el átomo los tenga, los orbitales d

Ejemplos• CO2

– la estructura de Lewis es O = C =O– Tanto los O como el C tienen 8 electrones (cumplen octeto) por

lo que usan 4 orbitales– Los O tienen un enlace doble por lo que requieren un p sin

mezclar y mezclan los otros. Los O tienen orbitales híbridos sp2

– El C tiene dos enlaces dobles para los que requiere dos p sin mezclar hibridaza sp

• CH4– La estructura de Lewis es de cuatro enlaces sencillos al C cada

uno a un H– Los H no hibridazan pues solo tienen orbitales s– El C tienen 8 electrones o 4 orbitales, no hay enlaces múltiples

por lo que forma híridos sp3

• H2CO– En la estructura de Lewis hay un enlace doble del C al O por lo

que el C y O forman híbrido sp2

– El H no forma híbridos, sólo tiene un orbital s en su capa de valencia

Geometría molecular

• La geometría de una molécula se determina en la teoría del enlace de valencia con los átomos enlazados y la geometría de los orbitales híbridos usados (ver siguiente lámina)

• Normalmente miramos el átomo central (el que más enlaces tiene) para ver la geometría alrededor de ese átomo

• Podemos seguir a otros átomos para seguir la conformación tridimensional de la molécula en su totalidad

Geometría de orbitales

• La geometría de los orbitales es la base para determinar la geometría molecular pero no es la geometría molecular. Los pares de electrones libres no cuentan en la geometría, solamente los núcleos

• A continuación una lista de orbitales híbridos y su geometría en las siguientes transparencias pueden ver la estructura real de los orbitales– sp : lineal– sp2 : trigonal plana– sp3 : tetrahedral– dsp3 : trigonal bipiramidal– d2sp3 : octahedral

• Al lado puede verse la molécula NH3

• Note que el N tiene 8 electrones sin enlaces dobles por lo que usa híbridos sp3

• La molécula no es tetrahedral porque hay un par de electrones libres

• La geometría es pirámide de base triangular con ángulos algo menores que 109°

POLARIDAD

• Una característica importantes de las moléculas es si es o no polar. La geometría la podemos usar para determinar esta característica

• Aunque en un enlace covalente los electrones se comparten sólo en algunos casos se comparten en forma igual (enlace covalente puro). A veces la nube electrónica se desvía hacia un lado de la molécula (polo negativo) y deja desnuda de electrones a otra parte (polo positivo)

• Para que una molécula sea polar se requieren dos cosas1. Que haya enlaces polares (enlaces entre elementos de

diferente electronegatividad2. Que estos enlaces no estén colocados en forma simétrica y

que no se anulen uno a otro

Ejemplos

• CO2 : esta molécula tiene enlaces entre C y O y son polares. Sin embargo su geometría es lineal porque la hibridación del C (átomo central) es sp. Los dos O están a lados opuestos de la molécula y se anula lo que cada O hala la nube electrónica. Es no polar

• H2O : Aquí el átomo central es el O y no hace enlaces múltiples por lo que sus orbitales son sp3 la molécula es angular (hay dos pares libres en O) y no lineal. Los enlace O –H son polares y no se anulan porque la molécula no es lineal. El agua es polar, cosa muy importante para muchas propiedades del agua.

Teoría de Orbitales Moleculares (OM)

• En esta teoría también se mezclan orbitales pero los orbitales son de átomos diferentes para formar orbitales de la molécula

• Los orbitales donde la probabilidad de encontrar los electrones es en el eje entre los núcleos son sigma (σ)

• Los orbitales donde los electrones compartidos no están en el eje internuclear son orbitales pi (π)

• Igual que en la teoría del enlace de valencia, se conserva el número de orbitales

¿Cómo usar los OM?

• Los OM vienen en pares uno enlazante (de energía más baja) y otro antienlazante (de energía más alta)

• Las especies con más electrones enlazantes que antienlazantes son estables

• Orden de enlace= ½(e- enlazantes – e- antienlazantes)

• Cada orbital acomoda dos electrones• Se sigue la regla de Hund• Hay dos variantes para el orden de orbitales en

moléculas biatómicas homonucleares. • Los orbiatles y el orden se ilustran a continuación

• Arriba pueden verse los orbitales sigma(s) enlazantes y antienlazantes

• El enlazante se produce al sumar los dos orbitales s• El antienlazante se produce al restar las funciones de los

dos orbitales s

• (a) Aquí vemos los orbitales sigma (p)

• (b) Aquí están dos de los orbitales pi (p)

• (c) otros dos orbitales pi (p)

OM de O2 a F2

• En la siguente transparencia aparecen los orbitales moleculares de oxígeno.

• Los átomos de oxígeno separados aparecen a la izquierda y derecha. En el centro los OM

• Los orbitales antienlazantes se designan con un asterisco (*)

• Note que hay tantos OM como orbitales atómicos y que hay 4 orbitales pi, dos enlazantes y dos antienlazantes

• Para el O2 el orden de enlace es 2

OM para O2 se usan de O2 a F2

• Aquí vemos las moléculas biatómicas homonucleares del segundo periodo

• Note el orden energético de los orbitales que varía• Aparece además el orden de enlace, la longitud y

energía de cada enlace