Enlaces moleculares• Los átomos se unen para formar moléculas• Una Teoría del enlace molecular debe explicar:- por qué los...
Energía de ionización, afinidad electrónica yelectronegatividad• La estructura de capas completas (cerradas) en un átomo e...
• Energía de ionización (EI): energía mínima necesariapara arrancar un electrón de un átomo neutro−++→ eAALas energías d...
• Afinidad electrónica (EA): energía liberada cuando uátomo neutro adquiere un electrón−−→+ AeALa afinidad electrónica e...
• Electronegatividad (eN): medida de la capacidad de unátomo en una molécula para atraer electrones hacia sí mismoÁtomos c...
• Dos escalas de electronegatividades:2EEe AIN+=• Mulliken:• Pauling: definición basada en la comparación de la energíade ...
Naturaleza de los enlaces moleculares:• Las fuerzas que determinan la formación de enlacesmoleculares son fuerzas de tipo ...
Enlace iónico:un átomo electropositivo cede electrones a un átomo electronegativodando lugar a un ión positivo y a un ión ...
la fuerza de atracción entre los dos iones determina la formacióndel complejo molecular
Energía de interacción:a/r21ebrQQU −⋅+−=:eb:rQQka/r21−⋅•−• atracción culombianarepulsión cuando los átomos se acercan y co...
Enlace covalente:los átomos se enlazan compartiendo electrones no apareados desus capas externasH H H2
• cada par de electrones compartidos constituye un enlace• un átomo puede formar tantos enlaces como electrones desaparead...
• cuando los átomos enlazados tienen electronegatividades distintas,los electrones compartidos pasan más tiempo alrededor ...
• los electrones compartidos pasan a formar parte de la molécula,ocupando un orbital molecular, de función de onda ψ• en e...
Arquitectura molecular:• la geometría de las moléculas (longitudes de enlace, ángulos deenlace) está en gran medida determ...
• orbitales tipo σ (λ=0):σ (λ=0):σ (λ=0):σ (λ=0): orbitales con simetría derevolución alrededor de la línea que une los nú...
• orbitales tipo π (λ=1):π (λ=1):π (λ=1):π (λ=1):+ =OA p OA p ΟΜΟΜΟΜΟΜ p ππππ
• Dobles enlaces: enlace σ + enlace πOxígeno: O = O+ =pypzpypzOσπ]p2p2p2s2[ 1z1y2x2O]p2p2p2s2[ 1z1y2x2
• Triples enlaces: enlace σ + dos enlaces πNN:Nitrógeno ≡+ =N Nxyzxyzσππ]p2p2p2s2[ 1z1y1x2]p2p2p2s2[ 1z1y1x2
• Hibridación: la geometría de muchas moléculas no se puedeexplicar como simple superposición de los orbitales atómicos de...
CHHH• En la molécula de metano (CH4), los tres orbitales p del carbonodeberían formar tres enlaces iguales sp con los orbi...
• La experiencia demuestra que los cuatro ángulos de enlace soniguales y forman entre sí ángulos de 109o, dando lugar a un...
• Para formar enlaces simples, el carbono siempre emplea orbitaleshíbridos sp3H3C--CH3
• Hibridación sp2: para formar enlaces dobles el carbonoutiliza orbitales híbridos sp2• un orbital s más dos orbitales pda...
H2C==CH2• en los enlaces dobles, lalongitud de enlace es menorque en un enlace simple, yla energía de enlace es menorque l...
• Hibridación sp: para formar enlaces triples el carbonoorbitales híbridos sp• un orbital s más un orbital pdan lugar a 2 ...
σσσσππππππππCHHC ≡
Resonancia:• en algunos casos, la estructura y propiedades de las moléculasson difíciles de explicar con la hipótesis de f...
• Benceno (C6H6):≡
• cada átomo de carbono da lugar a tres orbitales sp2 , a travésde los cuales forman un enlace σ con un átomo de hidrógeno...
• la combinación de los orbitales atómicos pz es la que dará origen alos orbitales resonantes• en lugar de dar lugar a tre...
Enlaces coordinadosCompuestos organometálicos:• La estabilidad de una serie de moléculas biológicamente importanteses debi...
• Los electrones que participan en los enlaces con el átomo centralson donados por los grupos ligandoCoNH3NH3NH3NH3NH3 NH3...
Teoría del campo ligando:• El enlace coordinado se debe a la interacción electrostática delión central con los grupos liga...
• Ejemplo:• En ausencia de campo externo, los cinco orbitales 3d del Fe3+son todos de igual energíaFe3+Fe3+3d• Cuando esto...
• Los orbitales d que apuntan en la dirección de los ligandosaumentan su energía debido a la repulsión entre la densidad d...
Fe3+ aislado• Desdoblamiento de los niveles de energía:campo débilp.ej. (FeF6)3-spin altocampo fuertep.ej. (Fe(CN)6 )3-spi...
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  1. 1. Enlaces moleculares• Los átomos se unen para formar moléculas• Una Teoría del enlace molecular debe explicar:- por qué los átomos se juntan para formar moléculas- por qué se unen en proporciones definidas- las energías y fuerzas de enlace- la geometría molecular
  2. 2. Energía de ionización, afinidad electrónica yelectronegatividad• La estructura de capas completas (cerradas) en un átomo es muyestable desde un punto de vista eléctrico y magnético• Cuando dos átomos se aproximan para formar una molécula,pueden ganar, perder o compartir electrones con el objetivo deadquirir dicha estructura estable• Existe un conjunto de magnitudes que cuantifican la tendencia deun átomo a ganar o perder electrones cuando se aproxima a otroátomo
  3. 3. • Energía de ionización (EI): energía mínima necesariapara arrancar un electrón de un átomo neutro−++→ eAALas energías de ionización más bajas corresponden a átomos quenecesitan perder pocos electrones para adquirir una estructura decapas completas. El caso típico son los metales alcalinos (ns1), quesólo necesitan un electrón para adquirir la estructura estable decapas cerradas
  4. 4. • Afinidad electrónica (EA): energía liberada cuando uátomo neutro adquiere un electrón−−→+ AeALa afinidad electrónica es mayor para átomos que necesitan ganarpocos electrones para adquirir una estructura de capas completa.El caso típico son los halógenos que tienen una última capa deestructura ns2 p5
  5. 5. • Electronegatividad (eN): medida de la capacidad de unátomo en una molécula para atraer electrones hacia sí mismoÁtomos con electronegatividad grande (electronegativos) tienden acapturar electrones, mientras que átomos con electronegatividadpequeña (electropositivos) tienen poca tendencia a capturarelectronesTípicamente:ativoselectronegmetalesnoitivoselectroposmetales→•→•
  6. 6. • Dos escalas de electronegatividades:2EEe AIN+=• Mulliken:• Pauling: definición basada en la comparación de la energíade enlace A-B con las energías de los enlaces A-A y B-B[ ] 2/1N )BB(D)AA(D)BA(De −⋅−−−=* D(A-B), D(A-A), D(B-B): energía de los enlaces A-B, A-A, B-B
  7. 7. Naturaleza de los enlaces moleculares:• Las fuerzas que determinan la formación de enlacesmoleculares son fuerzas de tipo electromagnético• Dos tipos de enlaces:• enlace iónico• enlace covalente
  8. 8. Enlace iónico:un átomo electropositivo cede electrones a un átomo electronegativodando lugar a un ión positivo y a un ión negativo, respectivamenteNa (Z=11): 1s2 2s2 2p6 3s1; Cl (Z=17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
  9. 9. la fuerza de atracción entre los dos iones determina la formacióndel complejo molecular
  10. 10. Energía de interacción:a/r21ebrQQU −⋅+−=:eb:rQQka/r21−⋅•−• atracción culombianarepulsión cuando los átomos se acercan y comienzana solapar sus nubes electrónicas---- : atracción culombiana
  11. 11. Enlace covalente:los átomos se enlazan compartiendo electrones no apareados desus capas externasH H H2
  12. 12. • cada par de electrones compartidos constituye un enlace• un átomo puede formar tantos enlaces como electrones desapareadosen su capa más externa1s1:H1z1y2x22p2p2p2s2s1:O
  13. 13. • cuando los átomos enlazados tienen electronegatividades distintas,los electrones compartidos pasan más tiempo alrededor del átomomás electronegativo, dando lugar a un desplazamiento parcialde carga (molécula polar)
  14. 14. • los electrones compartidos pasan a formar parte de la molécula,ocupando un orbital molecular, de función de onda ψ• en el orbital molecular, la probabilidad de encontrar a los electronesentre los núcleos es grande, apantallando la repulsión electrostáticaentre los mismos y conduciendo a una estructura más estable demenor energía: la moléculaH H1s 1sH2
  15. 15. Arquitectura molecular:• la geometría de las moléculas (longitudes de enlace, ángulos deenlace) está en gran medida determinada por las característicasde los orbitales moleculares• los orbitales moleculares se forman por solapamiento de losorbitales atómicos de partida correspondientes a los electronescompartidos2211OM cc ψ+ψ=ψ• la forma de los orbitales resultantes viene descrita por un númerocuántico (λ) equivalente al número cuántico azimutal l para losorbitales atómicos
  16. 16. • orbitales tipo σ (λ=0):σ (λ=0):σ (λ=0):σ (λ=0): orbitales con simetría derevolución alrededor de la línea que une los núcleos de los átomosenlazadosOA s OA s+ =ΟΜΟΜΟΜΟΜ s σσσσ+ =OA p OA p ΟΜΟΜΟΜΟΜ p σσσσ
  17. 17. • orbitales tipo π (λ=1):π (λ=1):π (λ=1):π (λ=1):+ =OA p OA p ΟΜΟΜΟΜΟΜ p ππππ
  18. 18. • Dobles enlaces: enlace σ + enlace πOxígeno: O = O+ =pypzpypzOσπ]p2p2p2s2[ 1z1y2x2O]p2p2p2s2[ 1z1y2x2
  19. 19. • Triples enlaces: enlace σ + dos enlaces πNN:Nitrógeno ≡+ =N Nxyzxyzσππ]p2p2p2s2[ 1z1y1x2]p2p2p2s2[ 1z1y1x2
  20. 20. • Hibridación: la geometría de muchas moléculas no se puedeexplicar como simple superposición de los orbitales atómicos delos átomos de partida• La distribución de electrones en la capa más externa del carbonoes 2s2 2p1x 2p1y• Sin embargo, el átomo de carbono forma siempre cuatro enlacescovalentes:- antes de una reacción, mediante un pequeño input de energía,un electrón s salta a un estado de energía p ligeramente superior:1z1y1x11y1x2p2p2p2s2p2p2s2 →
  21. 21. CHHH• En la molécula de metano (CH4), los tres orbitales p del carbonodeberían formar tres enlaces iguales sp con los orbitales s delhidrógeno, formando entre sí angulos de 90o, mientras que elorbital s del carbono formaría un enlace distinto ss con el orbitals de otro átomo de hidrógenoH
  22. 22. • La experiencia demuestra que los cuatro ángulos de enlace soniguales y forman entre sí ángulos de 109o, dando lugar a unamolécula en forma de tetraedro• Hibridación sp3: antes de formarse la molécula el orbital s delcarbono y los tres orbitales p se combinan para dar lugar a tresorbitales híbridos idénticos denominados orbitales sp32s22p22s12p3estado fundamental estado excitado orbitales híbridossp3
  23. 23. • Para formar enlaces simples, el carbono siempre emplea orbitaleshíbridos sp3H3C--CH3
  24. 24. • Hibridación sp2: para formar enlaces dobles el carbonoutiliza orbitales híbridos sp2• un orbital s más dos orbitales pdan lugar a 3 orbitales sp2 enel plano xy, formando ángulosde 120o entre sí• el orbital pz queda inalterado
  25. 25. H2C==CH2• en los enlaces dobles, lalongitud de enlace es menorque en un enlace simple, yla energía de enlace es menorque la suma de las energíasde dos enlaces simples
  26. 26. • Hibridación sp: para formar enlaces triples el carbonoorbitales híbridos sp• un orbital s más un orbital pdan lugar a 2 orbitales sp enel eje x, que forman entre síun ángulo de 180o• los orbitales py , pz quedaninalterados
  27. 27. σσσσππππππππCHHC ≡
  28. 28. Resonancia:• en algunos casos, la estructura y propiedades de las moléculasson difíciles de explicar con la hipótesis de formación de enlaceslocalizados entre dos átomos• en el caso de la resonancia, los orbitales moleculares no estánlocalizados entre dos átomos determinados, sino que se extiendenhasta abarcar más o menos el conjunto de la molécula• en este caso, no es posible representar la molécula mediante unaúnica fórmula estructural, sino que es preciso utilizar dos o másfórmulas (estructuras resonantes)• los compuestos que exhiben resonancia son habitualmente muyestables, ya que, cuánticamente, la deslocalización de los electronesconduce a estados de baja energía
  29. 29. • Benceno (C6H6):≡
  30. 30. • cada átomo de carbono da lugar a tres orbitales sp2 , a travésde los cuales forman un enlace σ con un átomo de hidrógenoy orbitales σ con dos átomos de carbono
  31. 31. • la combinación de los orbitales atómicos pz es la que dará origen alos orbitales resonantes• en lugar de dar lugar a tres enlaces p localizados, dichos orbitalespz se combinan para dar lugar a orbitales moleculares deslocalizadosque estabilizan la estructura molecular
  32. 32. Enlaces coordinadosCompuestos organometálicos:• La estabilidad de una serie de moléculas biológicamente importanteses debida en buena medida a metales polivalentes y elementosde transición• Estos compuestos presentan un tipo particular de enlace conocidocomo enlace coordinado o dativo• Estos complejos consisten en un átomo o ión central, rodeado decomplejos moleculares denominados ligandos en una disposicióngeométrica definida. Los ligandos se unen al átomo central pero noforman enlaces entre sí
  33. 33. • Los electrones que participan en los enlaces con el átomo centralson donados por los grupos ligandoCoNH3NH3NH3NH3NH3 NH3][3+Co(NH3)3+• La mayor parte de los átomos centrales son elementos conorbitales d desocupados (n>2). Destacan el Fe (hemoglobina),el Mg (clorofila) o el Co (vitamina B12)
  34. 34. Teoría del campo ligando:• El enlace coordinado se debe a la interacción electrostática delión central con los grupos ligando• Los grupos ligando se comportan como cargas negativas:el campo electrostático creado en torno al ión central da lugara un efecto de enlace adicional (energía de estabilización delcampo ligando)
  35. 35. • Ejemplo:• En ausencia de campo externo, los cinco orbitales 3d del Fe3+son todos de igual energíaFe3+Fe3+3d• Cuando estos orbitales se encuentran en presencia del campoelectrostático de los ligandos, dejan de tener la misma energía
  36. 36. • Los orbitales d que apuntan en la dirección de los ligandosaumentan su energía debido a la repulsión entre la densidad decarga negativa de los orbitales d del ión central y la de los ligandos)d(E)d(E xyyx 22 >−
  37. 37. Fe3+ aislado• Desdoblamiento de los niveles de energía:campo débilp.ej. (FeF6)3-spin altocampo fuertep.ej. (Fe(CN)6 )3-spin bajocampoEnergía
  38. 38. Molécula de clorofilaMg
  39. 39. Grupo hemo

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