Explicación del enlace químico

1. QUÍMICA GENERAL I
Enlace Químico II.
Conceptos básicos
Ing. Quim. Javier Rodriguez Yañez

2. TEORÍA DE ENLACE–VALENCIA Y GEOMETRÍA.
Teoría del enlace valencia: los enlaces se forman compartiendo
electrones mediante la superposición de orbitales átomicos con un
electrón cada uno.
La teoría del enlace valencia y el NH3
N – 1s22s22p3
3 H – 1s1
Si los enlaces se forman a partir de un traslape de 3
orbitales 2p del nitrógeno con un orbital 1s en cada
átomo de hidrógeno, ¿cuál sería la geometría de la
molécula del NH3?
Con 3 orbitales 2p el
ángulo sería de 90 0
El ángulo de enlace real del H-N-H es 107.3 0

3. Hibridación – Mezcla de 2 o más orbitales atómicos para
formar nuevos orbitales híbridos
1. Al mezclar al menos 2 orbitales diferentes se forman los
orbitales híbridos, los cuales tienen una forma distinta a los
originales.
2. El número de orbitales híbridos es igual al número de
orbítales puros usados en la hibridación.
3. Los enlaces covalentes están formados por:
a. La superposición de orbitales híbridos con orbitales
atómicos.
b. La superposición de orbitales híbridos con orbitales
híbridos.

4. Sea la molécula de BeCl2. La estructura de
Lewis corresponde a:
Cl — Be — Cl
Según la TRPEV la geometría debe ser lineal. ¿qué orbitales del Be se
traslapan con los del Cl para formar los enlaces Be — Cl?
Diagrama
orbital:
 
Be
1s 2s 2p

Cl
3s 3p
Para poder formar los enlaces el Be “debe promover” un e- del 2s al 2p
Los electrones 2s y 2p no tienen la misma energía, ¿cómo forman
entonces dos enlace iguales con Cl?
Se han creado 2 orbitales híbridos nuevos (sp) mezclando dos o
más orbitales atómicos
  
 
1s 2s 2p
 
1s 2s 2p

 
1s 2s 2p
  
1s 2sp 2p


5. Formación de los
orbitales híbridos sp
Los orbitales híbridos sp son
equivalentes en tamaño y
energía, y apuntan en
direcciones opuestas (180º)
Be: 1s2 2s2 2p0
Be: 1s2 2s1 2p1
Ejemplo: BeCl2

6. Ejemplo: La molécula
de trihidruro de boro,
BH3.
B: 1s2 2s2 sp1 (configuración electrónica fundamental)
B: 1s2 (2sp2) 1(2sp2) 1 (2sp2) 1 2pz
0 (configuración
electrónica híbrida)
Formción de los
orbitales híbridos sp2

7. Ejemplo: La
molécula de metano.
C: 1s2 2s2 2p2 (configuración electrónica fundamental)
C: 1s2 (2sp3) 1(2sp3) 1 (2sp3) 1 (2sp3) 1 (configuración electrónica híbrida)
Formción de los
orbitales híbridos sp3

8. Otras hibridaciones posibles para el carbono

10. Formción de los orbitales híbridos sp3d y sp3d2 (o d2sp3)

11. Angulos de enlace y Geometría
Influencia de pares de electrones no enlazantes:
Influencia de átomos de distinta electronegatividad:
Influencia de los enlaces múltiples:
Cloruro de nitrilo
N-O parcialmente doble
ángulo ONO = 130 º> 120º

12. # de pares de
electrones libres
+
# átomos unidos Hibridación Ejemplos
2
3
4
5
6
sp
sp2
sp3
sp3d
sp3d2
BeCl2
BF3
CH4, NH3, H2O
PCl5
SF6
1. Escriba la estructura de Lewis de la molécula.
2. Cuente el número de pares de electrones libres y el de átomos
unidos al átomo central.
¿Como predecir la hibridación del átomo central?

13. El formaldehido, CH2O
Resolver agua, amoníaco (NH3), benceno (C6H6, todos los enlaces C-C y C-H son
idénticos, y los ángulos CCC son 120 ) ácido nítrico (HNO3), ácido sulfúrico (H2SO4),
dando geometrías y orbitales que participan en la formación de los enlaces.

14. Ión tetracloroyodato
Hexafluoruro
de azufre
Pentafluoruro
de cloro
Tetrafluoruro
de xenon
Tetrafluoruro de azufre Trifluoruro de cloro

15. ORBITALES MOLECULARES
Teoría de orbitales moleculares– los enlaces se forman a partir de la
interacción de orbitales átomícos para formar orbitales moleculares.
O
O
Debería ser diamagnético
Experimentalmente se observa que el O2 es paramagnético. El
comportamiento paramagnético se atribuye a la presencia de electrones
desapareados en el diagrama de energía.
No se observan electrones desapareados

16. Niveles de energía de enlace y de antienlace en el orbital
molecular del hidrógeno (H2).
Un orbital molecular enlazante tiene menos energía y
mayor estabilidad que los orbitales átomicos que lo formaron.
Un orbital molecular antienlazante tiene más energía y
menor estabilidad que los orbitales átomicos que lo formaron.

18. Orbital antienlazante
lleno anula el efecto
del enlazante lleno

19. SUPERPOSICION DE ORBITALES p

21. 1. El número de orbitales moleculares (OMs) siempre es
igual al número de orbitales atómicos combinados.
2. Entre más estable es el enlace OM, menos estable es el
antienlace correspondiente.
3. Los OMs se llenan de acuerdo con su nivel de energía.
4. Cada OM puede tener hasta dos electrones.
5. Se utiliza la regla de Hund cuando se añaden electrones a
los OMs del mismo nivel de energía.
6. El número de electrones en los OMs es igual a la suma de
todos los electrones en los átomos unidos.
Configuraciones de orbitales moleculares (OM)

22. MOLÉCULAS
DIATÓMICAS
HOMONUCLEARES
Notar el cambio de
orden en la energía
de los orbitales

23. orden de enlace =
1
2
Número de
electrones en
enlaces OM
Número de
electrones en
antienlaces OM
( - )
½ 1 0
½

24. Moléculas diatómicas heteronucleares: el monóxido de carbono,
CO.

25. Los orbitales moleculares deslocalizados no están confinados entre
dos átomos enlazados adyacentes, sino que en realidad están
dispersos sobre tres o más átomos.
La molécula de benceno es plana, todos los enlaces C-C son
equivalentes y todos los ángulos de enlace son 120 o
Estructura de enlaces localizados
Orbitales
delocalizados

27. Estudiar los diagramas de energía de las siguientes
especies diatómicas, indicando configuración
electrónica, orden de enlace, distancias relativas de
enlace, propiedades magnéticas.
C2, C2
-, C2
+
O2, O2
-, O2
2-, O2
+
N2, N2
-, N2
+

28. EL ENLACE METÁLICO
El enlace metálico es un caso extremo de enlace delocalizado. Debido a su
baja electronegatividad los metales no forman enlace por compartición de pares
de electrones entre un par de átomos, sino que la compartición ocurre entre
muchos átomos, dando lugar a lo que se conoce como enlace metálico. La
teoría de bandas permite entender el enlace y las propiedades de los metales
Muchos sólidos (metales, sólidos iónicos y covalentes) pueden considerarse
como una gran molécula en la que todos sus átomos se encuentran unidos por
fuerzas de enlace químico. La Teoría de Bandas es la extensión de la teoría de
orbitales moleculares al caso de los sólidos

29. La conductividad eléctrica es una
consecuencia de la estructura
electrónica de los metales
Los niveles vacíos corresponden a
orbitales próximos en energía y
débilmente atraídos por los
núcleos. Los electrones de los
metales se comportan como
electrones libres que pueden
responder a un campo eléctrico.
Nivel de Fermi

30. Semi-conductores dopados.