El documento resume tres teorías que explican la formación del enlace covalente: la teoría del enlace de valencia, que supone que los electrones ocupan orbitales atómicos individuales; la teoría de orbitales moleculares, que propone que los orbitales atómicos forman nuevos orbitales moleculares; y la teoría de repulsión de pares electrónicos de valencia. También describe los procesos de hibridación de orbitales y diferentes tipos de enlaces σ y π entre átomos.

1. Unión química II Química General e Inorgánica Clase del 17 de marzo de 2005 Dr. Pablo Evelson

2. Teorías que explican la formación del enlace covalente Teoría de repulsión de pares electrónicos del nivel de valencia (TREPEV) Teoría del enlace de valencia (TEV) Teoría de los orbitales moleculares (TOM)

3. Teoría del enlace de valencia Supone que los electrones de una molécula ocupan orbitales atómicos de los átomos individuales. La acumulación de densidad electrónica entre dos núcleos ocurre cuando un orbital atómico de valencia se fusiona con uno de otro átomo. Los orbitales ocupan una misma región del espacio, se solapan o traslapan.

4. Región de solapamiento Región de solapamiento Solapamiento de orbitales para formar enlaces covalentes

5. Teoría del enlace de valencia Para explicar las geometrías suponemos que los orbitales atómicos de un átomo se mezclan para formar nuevos orbitales llamados orbitales híbridos. El proceso de mezclar y con ello alterar los orbitales atómicos cuando los átomos se acercan para formar enlaces se denomina hibridación. El número total de orbitales atómicos de un átomo no cambia, el número de orbitales híbridos de un átomo es igual al número de orbitales atómicos que se combinaron.

6. Tipos comunes de hibridación

7.  F Be F      Be: 1s 2 2s 2 1s 2s 2p 1s 2s 2p Estado basal: Promoción:

9.  F Be F      Be: 1s 2 2s 2 1s 2s 2p Estado basal: 1s 2s 2p Promoción: 1s sp sp 2p Hibridización:

10. 2p 2 sp 2p Be F F : : Región de solapamiento

11. B: 1s 2 2s 2 2p 1 1s 2s 2p Estado basal: 1s 2s 2p Promoción: 1s sp 2 2p Hibridización:

13. C: 1s 2 2s 2 2p 2 1s 2s 2p Estado basal: 1s 2s 2p Promoción: 1s sp 3 Hibridización: H C H H H

15. Átomo de N aislado Átomo de N hibridizado Átomo de O aislado Átomo de O hibridizado Par solitario Electrones enlazantes Pares solitarios Electrones enlazantes

16. Metano

17. Enlaces múltiples

18. En el enlace  la nube de carga se extiende sobre y entre la zona entre los 2 núcleos a lo largo del eje del enlace (s-s o s-p). Enlace  Orbitales atómicos

19. En el enlace  la nube de carga se extiende por encima y por debajo del plano de la molécula. Perpendicular al eje del enlace. 2 p y 2 p y Enlace 

20. H H N N : : C C H H H H Un enlace  Un enlace  más un enlace  Un enlace  más dos enlaces 

21. Eteno (C 2 H 4 ) Uniones  (sp 2 -sp 2 s-sp 2 ) y uniones  (pz-pz)

22. Teoría de orbitales moleculares (TOM) La combinación de orbitales atómicos de átomos diferentes forma orbitales moleculares. Los electrones en estos orbitales pertenecen a la molécula como conjunto.

23. Nodo

24. 1s 1s  1s  *1s + La molécula de H 2 posee un orbital molecular  1s enlazante y un orbital  * 1s antienlazante de mayor energía.

25. Orbital atómico Orbital atómico Átomo Átomo Molécula Energía Antienlazante Enlazante

26. Teoría de orbitales moleculares (TOM) Los electrones se colocan en un diagrama de orbitales moleculares comenzando por el orbital de energía más baja (método Aufbau) Se colocan dos electrones en un orbital con espín opuesto (Principio de exclusión de Pauli) Si hay más de un orbital disponible en un mismo subnivel, se coloca un electrón en cada orbital antes de distrbuir dos en el mismo (Regla de Hund)

27. Átomo de H Molécula de H 2 Energía  * 1s  1s Átomo de H 1s 1s

28. Orden de enlace Es el número de enlaces entre dos átomos en una molécula. OE = ½ ( Nº de e - enlanzantes - Nº de e - antienlanzantes ) Cuanto mayor es el orden de enlace de una molécula, mayor será su estabilidad. A mayor estabilidad, menor reactividad química .

29. Átomo de H Molécula de H 2 Energía  * 1s  1s Átomo de H 1s 1s

30. Orbitales moleculares  2p y  2p 2pz 2pz 2py 2py  2py 2px 2px  * 2py  * 2pz  2pz  * 2px  2px

31.  * 2p Energía  * 2p  2p  2p 2p 2p  * 2s  2s 2s 2s Átomo de N Átomo de N Molécula de N 2

32. Energía  * 2p  * 2p  2p  2p 2p 2p  * 2s  2s 2s 2s Átomo de O Átomo de O Molécula de O 2

33. Propiedades magnéticas Una molécula con electrones desapareados es paramagnética, es atraída por un campo magnético. Una molécula con electrones apareados es diamagnética, no interactúa con un campo magnético.

34. Energía  * 2p  * 2p  2p  2p 2p 2p  * 2s  2s 2s 2s Átomo de N Átomo de O Molécula de NO

35. Atkins P.W, Jones L. Química . 3 ra edición. Ed Omega. 1999. Capítulos 7 a 10. Chang R. Química. Ed. MacGraw Hill.1998. Capítulos 9 y 10. Consultas: pevelson@ffyb.uba.ar (Pablo Evelson) Bibliografía