teorias de enlace

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Teorías del enlace Químico: Enlace de Valencia (hibridación) y Orbitales Moleculares

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TEORIAS SOBRE EL ENLACE QUÍMICO

Puesto que dos electrones que tienen espines apareados pueden ocupar un orbital dado en los átomos, es posible suponer que los pares electrónicos en las moléculas también ocupan alguna clase de orbital. Dado que los orbitales fueron definidos por la ecuación de Schrödinger, debemos tener una teoría de enlace que cumpliendo con las soluciones de esta ecuación, descrita los electrones en las moléculas. Existen dos métodos para obtener soluciones aproximados: (1)El método de enlace de valencia, (2) El método del orbital molecular; sin embargo, ninguno es totalmente satisfactorio, y ambos resultan útiles para establecer las propiedades de las moléculas. 6.1 TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA: VALENCIA: En este método, el enlace entre dos átomos se produce cuando éstos, al acercarse lo suficiente, tienen sus orbitales atómicos en una posición tal, que se superponen; es decir, un  par electrónico ( un electrón de cada átomo, cada uno con su espina opuesto) ocupa un orbital de superposición para formar el enlace covalente. En la formación de estos enlaces participan los electrones de las capas de valencia. 6.1.1 POSTULADOS DE LA TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIA: son: I) Los orbitales que participan en la formación de los enlaces deben de tener la máxima superposición (enlace más estable) II) Predice cualitativamente las formas o geometría de las moléculas debido a que, cuando un átomo dado forma más de un enlace covalente con otros átomos, los ángulos de enlace deberán corresponder a los ángulos entre los orbitales que se usan para el enlace. Ejemplo: una molécula diatómica tiene que ser lineal. III) Deben de diferenciarse los enlaces formados por dos tipos de electrones: a. Enlace σ: Cuando se solapan: - Dos orbitales s - Dos orbitales p a lo largo de sus ejes. - Un orbital s y un orbital p. Al solaparse estos diferentes tipos tipos de electrones, se genera el enlace σ; donde los enlaces no tienen ningún plano nodal que contenga contenga el eje internuclear. Así: - Superposición de orbitales s: - Superposición de orbitales p (lineal): - Superposición de orbitales s y p. Un ejemplo del enlace σ, respecto a la superposición de orbitales s

Un ejemplo del enlace σ, respecto a la la superposición de orbitales p (lineal)

 b Enlace π: Cuando se solapan dos orbitales p en sus planos paralelos, el enlace resultante es el enlace pi, π; donde, los enlaces tienen un plano nodal que contiene al eje internuclear . Así: - Superposición de dos orbitales p (ejes paralelos). - Debe tenerse en cuenta que, ya sea en el enlace σ o en el enlace π, la distribución de cargas se concentra entre los átomos para formar el enlace. Así mismo, los enlaces σ son más fuertes que los enlaces π.

IV) Cuando entre dos átomos se forman más de un enlace, este enlace se denomina múltiple: Enlace Doble: Cuando se comparten 2 pares de electrones en 2 conjuntos de orbitales de superposición. Ejemplo: O2 (:O=O:) Enlace Triple: Cuando se comparten tres pares de electrones en 3 conjuntos de orbitales de superposición. Ejemplo: N2 (:N≡ N:) Los enlaces múltiples son más fuertes que los enlaces simples, puesto que al disociarse una molécula con un enlace doble, por ejemplo, es necesario romper dos enlaces ( un σ y un π) V) Con el fin de formar orbitales con mayor capacidad de superposición es posible que los orbitales atómicos de un átomo dado, se combinen, para formar un número igual de orbitales híbridos 6.1.2 ORBITALES HÍBRIDOS, HÍBRIDOS, siempre tienen un potencial mayor de superposición que el correspondiente a los orbitales es estado fundamental a partir de los cuales se forman aquellos. Tienen direcciones que predicen ángulos de enlaces cercanos a los de las moléculas reales Tabla de los orbitales híbridos importantes y sus formas:

Tabla de orbitales híbridos: Tipo de híbrido sp

Orbitales atómicos s+p

 Número de orbitales 2

Ángulo de enlace 180º

ejemplo

Geometría

BeH2

Lineal

sp2

s + 2(p)

3

120º

BF3

Planar 

sp3

s + 3(p)

4

109º

CH4

Tetraédico

dsp2

d + s + 2(p)

4

90º

PtCl4-2

Planar  cuadrado

sp3d

s + 3(p) + d

5

90º y 120

PtCl5(g)

Bipiramidal trigonal

d2sp3

2(d) + s + 3(p)

6

90

CrF6-3

Octaédrico

sp3d2

s + 3(p) + 2(d)

6

90

SF6

Octaédrico

6.2 Teoría del orbital molecular  Teoría enlace valencia es una de las dos propuestas para explicar el enlace en las moléculas. Explica, al menos cualitativamente, la estabilidad de los enlaces covalentes en términos del traslape de orbitales atómicos. Utilizando el concepto de hibridación, la teoría enlace valencia   puede explicar las geometrías moleculares. Sin embargo, la consideración de que los electrones en una molécula ocupan orbitales atómicos de los átomos individuales sólo puede ser una aproximación, ya que cada electrón en una molécula debe estar en un orbital característico de la molécula como un todo. En algunos casos, la teoría enlace valencia no puede explicar satisfactoriamente propiedades observadas en las moléculas. Considérese la molécula de oxígeno cuya estructura de Lewis es O=O De acuerdo con esta descripción, todos los electrones en el O2 están apareadas y la molécula debería ser diamagnética. Experimentalmente se encuentra que la molécula de oxígeno es paramagnética, con dos electrones desapareados. Este hallazgo sugiere una deficiencia fundamental en la teoría enlace valencia, la cual justifica la investigación de una   propuesta de enlace alternativa, capaz de explicar las propiedades de las moléculas, incluyendo el tan común O2. El magnetismo y otras propiedades de las moléculas se explican mejor por otra propuesta de la teoría del orbital molecular (OM). La teoría del orbital molecular describe las uniones covalentes en términos de orbitales moleculares. Debemos darnos cuenta de que ninguna teoría explica perfectamente todos los aspectos del enlace; todos tienen sus puntos fuertes y débiles. Se usarán ambas teorías enfatizando una u otra de acuerdo con los requerimientos de la situación. 6.2.1 Orbitales moleculares de enlace y de antienlace De acuerdo con la teoría OM el traslape de los orbitales 1s de dos átomos de hidrógeno conduce a la formación de dos orbitales moleculares: un orbital molecular de enlace y un orbital molecular de antienlace. Un orbital molecular de enlace tiene menor energía y mayor  estabilidad que los orbitales atómicos que lo formaron. Un orbital molecular de antienlace tiene mayor energía y menor estabilidad que los orbitales atómicos que lo engendraron. Como sugieren los nombres "enlace" y "antienlace", la colocación de electrones en orbitales

moleculares de enlace produce un enlace covalente estable, mientras que la ubicación de electrones en orbitales moleculares de antienlace da por resultado enlaces inestables. un orbital molecular de enlace sigma, σ1s formado a partir de 1s

un orbital molecular de antienlace sigma, σ*1s formado a partir 1s

donde, el asterisco denota un orbital molecular de antienlace. En un orbital molecular sigma (de enlace o de antienlace) la densidad electrónica se concentra simétricamente alrededor de una línea entre los dos núcleos de los átomos que se unen. Dos electrones en un orbital molecular sigma forman un enlace sigma . La figura muestra el diagrama de niveles energéticos del orbital molecular, esto es, los niveles energéticos relativos de los orbitales producidos en la formación de la molécula H2 y las interacciones constructiva y destructiva entre los dos orbitales ls. Nótese que en el orbital molecular de antienlace hay un nodo, o densidad electrónica cero, entre los núcleos. Los núcleos se repelen entre sí por sus cargas positivas. Los electrones en los orbitales moleculares de enlace tienen menor energía (y en consecuencia mayor estabilidad) que si estuvieran en los átomos aislados. Por otro lado, los electrones en los orbitales moleculares de antienlace tienen mayor energía (y menor estabilidad) que la que tendrían si estuvieran en los átomos aislados.

Figura a) Niveles energéticos de orbitales moleculares de enlace y antienlace en la molécula de H 2. Nótese cómo los dos electrones en σ1s deben tener espines opuestos de acuerdo con el   principio de exclusión de Pauli. Téngase presente que a mayor nivel energético del orbital molecular, menos estables son los electrones en ese orbital molecular. b) Las interacciones constructivas y destructivas entre los dos orbitales 1s del hidrógeno conducen a la formación de orbitales moleculares de enlace y de antienlace. En los orbitales moleculares de enlace, hay un aumento en la densidad electrónica entre los núcleos, la cual actúa como un "engrudo" cargado negativamente que mantiene unidas las cargas positivas de los núcleos juntas. Hasta aquí se ha utilizado la molécula de hidrógeno para mostrar la formación de orbitales moleculares, pero el concepto es igualmente aplicable a otras moléculas. En la molécula H2 sólo se consideró la interacción entre los orbitales 1s; con moléculas más complejas se necesita también considerar otros orbitales atómicos. No obstante, para todos los orbitales s el tratamiento es exactamente el mismo que para orbitales 1s. Así, las interacciones

entre dos orbitales 2s o 3s se puede entender en términos del diagrama de niveles energéticos de orbitales moleculares de enlace y antienlace mostrados en la figura. Para los orbitales p el proceso es más complejo porque ellos pueden interactuar entre sí de dos formas diferentes. Por ejemplo, dos orbitales 2p se pueden acercar entre ambos extremos   para producir un orbital molecular sigma de enlace y un orbital molecular sigma de antienlace, como lo muestra la siguiente figura (a). La otra alternativa es que los dos orbitales   p se traslapen lateralmente para formar un orbital molecular pi de enlace y otro pi de antienlace, según figura (b). un orbital molecular pi de enlace, π2p formado a partir de orbitales 2p

un orbital molecular pi de antienlace, π*2p formado a partir de orbitales 2p

En un orbital molecular pi (de enlace o de antienlace), la densidad electrónica se concentra arriba y abajo de la línea de unión entre los dos núcleos de los átomos que se enlazan. Dos electrones en un orbital molecular pi forman un enlace pi. Un doble enlace casi siempre contiene un enlace sigma y un enlace pi; un triple enlace es siempre un enlace sigma más dos enlaces pi.

Figura: Dos posibles interacciones entre dos orbitales p equivalentes y los orbitales moleculares correspondientes: a) cuando dos orbitales p se traslapan extremo con extremo, se forman un orbital molecular sigma de enlace y una de antienlace. b) Cuando los orbitales p se traslapan lateralmente se forma un orbital molecular pi de enlace y uno de antienlace.   Normalmente, un orbital molecular sigma es más estable que un orbital molecular pi, dado que las interacciones lado a lado conducen a traslapes menores de los orbitales p que los de

las interacciones de los extremos. Se supone aquí que los orbitales 2px toman parte en la formación del orbital molecular sigma. Los orbitales 2py y 2pz   pueden interactuar para formar únicamente orbitales moleculares π. El comportamiento mostrado en la parte b representa la interacción entre orbitales 2py o 2pz.