1. Enlaces QUÍMICOS: Geometría molecular y teorías de enlace: Las estructuras de Lewis (bidimensionales) nos ayudan a entender la composición de las moléculas y sus enlaces covalentes. Sin embargo, no muestran uno de los aspectos más importantes: su forma tridimensional. La forma y el tamaño de una molécula dependen de los ángulos y distancias entre los núcleos de sus átomos componentes. En un enlace covalente, los electrones se ubican en la molécula de manera que la repulsiones electrostáticas se reduzcan al mínimo. Por lo tanto, el resultado de la repulsión de los electrones que se encuentran en torno al átomo central es lo que determinará la disposición que los átomos adoptarán en el espacio. Orbitales atómicos: En el modelo atómico surgido tras la aplicación de la Mecánica Cuántica al átomo de Böhr, se denomina orbital a cada uno de los estados estacionarios de la función de onda de un electrón en un átomo. No representan la posición concreta de un electrón en el espacio, sino que representan una región del espacio en torno al núcleo atómico en la que la probabilidad de encontrar al electrón es elevada o máxima. El nombre de los orbitales atómicos se debe a sus líneas espectroscópicas (en inglés s sharp, p principal, d diffuse y f (fundamental). Forma de los orbitales: Orbital s: El orbital s tiene simetría esférica alrededor del núcleo atómico. En la figura se muestran dos formas alternativas de representar la nube electrónica de un orbital s: en la primera, la probabilidad de encontrar al electrón (representada por la densidad de puntos) disminuye a medida que nos alejamos del centro; en la segunda, se representa el volumen esférico en el que el electrón pasa la mayor parte del tiempo (mayor probabilidad de encontrarlo). Principalmente por la simplicidad de la representación es ésta segunda forma la que usualmente se emplea. Para valores del número cuántico principal mayores que uno, la probabilidad de encontrar al electrón se concentra a cierta distancia del núcleo, ya que a medida que aumenta n aumenta la energía que posee el electrón, por lo que está menos firmemente unido al núcleo. Orbital p: La forma geométrica de los orbitales p es la de dos esferas achatadas hacia el punto de contacto (el núcleo atómico) y orientadas según los ejes de coordenadas. En función de los valores que puede tomar el tercer número cuántico ml (-1, 0 y 1) se obtienen los tres orbitales p simétricos respecto a los ejes x, z e y. Análogamente al caso anterior, en los orbitales p al incrementarse el valor del número cuántico principal la probabilidad de encontrar el electrón se aleja del núcleo atómico. Orbital d: Los orbitales d tienen una forma más diversa: cuatro de ellos tienen forma de 4 lóbulos de signos alternados (dos planos nodales, en diferentes orientaciones del espacio), y el último es un doble lóbulo rodeado por un anillo (un doble cono nodal). Orbital f: Los orbitales f tienen formas aún mas exóticas, que se pueden derivar de añadir un plano nodal a las formas de los orbitales d. HIBRIDACIÓN o HIBRIDIZACIÓN: Es la combinación lineal de orbitales atómicos de un mismo átomo para dar orbitales atómicos híbridos. Hibridación sp: Ocurre cuando se combina un orbital s con otro p para formar DOS orbitales híbridos sp, cuya energía es intermedia entre la de los orbitales s y p. Como los orbitales formados se ubican en un ángulo de 180º, las moléculas formadas son lineales. Ejemplo: la hibridización del Be en la molécula de BeCl2 (Cloruro de Berilio). El Be puede formar 2 enlaces iguales con 2 átomos de cloro, los enlaces se ubican en forma opuesta por la repulsión de los pares electrónicos. 2p p1sE2sp2p p2s1sE Los orbitales se representan en la figura: Figura: Un orbital s y un orbital p se pueden hibridar para formar 2 orbitales sp equivalentes, cuyos lóbulos grandes apuntan en direcciones opuestas, con una separación de 180º. Hibridación sp2: Se combina un orbital s con dos orbitales p para dar tres orbitales híbridos sp2 equivalentes. 2p p1sE2sp22p p2s1sE Los orbitales se representan gráficamente en la figura: 4445bottom Figura: un orbital s y dos orbitales p pueden hibridarse para formar tres orbitales atómicos híbridos sp2 equivalentes. Los lóbulos grandes de estos orbitales apuntan hcia las esquinas de un triángulo equilátero. El átomo puede formar 3 enlaces iguales entre sí, que forman ángulos de 120º debido a la repulsión de los pares electrónicos. La molécula formada es triangular, Ejemplo BCl3 (tricloruro de boro), BF3 (trifluoruro de boro), etc. Hibridación sp3: Se combina un orbital s con tres orbitales p para dar 4 orbitales híbridos sp3. 2sp3 1sE2p p2s1sE Los elementos que presentan esta hibridación forman moléculas tetraédricas, en las cuales el ángulo de enlace es, salvo excepciones, 109,4º. Ejemplo el carbono en la molécula de tetracloruro de carbono (CCl4). Otros elementos que presentan esta hibridación son el N en el amoníaco (NH3), donde los ángulos de enlace son 107º; y el O en el H2O, con ángulos de 104,5º. En estos dos casos el ángulo de enlace no es 109,5º por la repulsión ejercida por los pares de electrones no enlazantes. 4229100-182880 Figura: Los enlaces del H2O pueden visualizarse en términos de la hibridización sp3 de los orbitales del oxígeno. Dos de los 4 orbitales híbridos se traslapan con los orbitales 1s de cada hidrógeno para formar enlaces covalentes. Los otros dos orbitales híbridos están ocupados por pares no enlazantes de electrones. Los orbitales híbridos sp3 se muestran en la figura: Figura: Formación de cuatro orbitales híbridos sp3 equivalentes, a partir de la unión de un orbital s con tres orbitales p. Otros tipos de hibridación: d sp3: es la combinación de un orbital s + un orbital d + tres orbitales p, dando como resultado cinco orbitales hibridos d sp3. Ej. El átomo de fósforo en la molécla de PF5 (pentafluoruro de fósforo). d2 sp3: es la combinación de un orbital s + dos orbitales d + 3 orbitales p para dar seis orbitales híbridos d2 sp3. Ejemplo: el átomo de azufre en el SF6, donde forma 6 enlaces con cada átomo de F, gracias a los 6 orbitales híbridos d2 sp3. ORBITALES MOLECULARES: Cuando dos átomos se aproximan uno a otro hasta que el orbital de uno de ellos comparte una cierta amplitud con el orbital del otro, se dice que ambos orbitales solapan. Los orbitales moleculares se construyen a partir por combinación lineal de orbitales atómicos de átomos distintos. Se forman tantos orbitales moleculares como orbitales atómicos se solapen. Los orbitales atómicos se solapan más si tienen energías similares. Esto ocurre, por ejemplo, en el caso de moléculas diatómicas homonucleares como el O2, H2. Sin embargo, en el caso que se unan diferentes núcleos, la desigual carga electrónica hace que el orbital molecular se deforme. De esta manera los dos orbitales 1s del hidrógeno se solapan al 50% contribuyendo por igual a la formación de los dos orbitales moleculares, mientras que en el enlace H-O el oxígeno tiene una mayor participación en el solapamiento y en consecuencia, el orbital molecular se parecerá más al orbital atómico del oxígeno. ORBITALES σ (sigma): Tienen su máxima densidad en la dirección del eje internuclear. Pueden formarse a partir de: orbitales s de dos átomos: Pueden formarse orbitales σ por unión de otro tipo de orbitales: px y px, s y px, s y un orbital híbrido sp, sp2 o sp3; o bien, entre orbitales atómicos híbridos sp y sp, sp2 y sp2 o sp3 con sp3. ORBITALES π (pi): Tienen su máxima densidad en dos nubes electrónicas. Se forman a partir de la combinación de orbitales Py-Py, y Pz – Pz. En la figura de abajo se observan ejemplos de solapamientos conducentes a orbitales moleculares de tipo sigma σ (izquierda), pi π (centro) y delta δ (derecha): ENLACES MÚLTIPLES: Doble enlace: Entre dos átomos puede haber más de un enlace, como lo es en el caso de la molécula de oxígeno, donde hay un doble enlace O=O. Los 4 electrones que forman dicha unión están ubicados en un orbital enlazante π y en un orbital enlazante σ. Enlace triple: En la molécula de Nitrógeno (N2), los dos átomos de N se unen a través de un enlace covalente triple N≡N. Los 6 electrones que forman el enlace están bicados en un orbital enlazante σpx, un orbital enlazante πpy y un orbital 00enlazante πpz. A medida que aumenta el número de enlaces entre 2 átomos, también incrementa la energía de enlace de los mismos. Por otro lado, cuanto mayor es el orden de enlace, la distancia entre los átomos disminuye. Teoría de los orbitales moleculares (TOM): Una forma de describir el enlace covalente en términos de la Mecánica cuántica es la teoría de los orbitales moleculares (TOM), según la cual cuando los átomos interaccionan, sus orbitales atómicos se combinan transformándose en orbitales moleculares. La aproximación de orbitales moleculares como combinación lineal de orbitales atómicos (OM-CLOA) fue introducida en 1929 por Sir John Lennard-Jones. Los principios fundamentales de esta combinación de orbitales atómicos (CLOA) son: Los orbitales moleculares se forman por la combinación o interacción de orbitales atómicos de 2 o mas átomos. Sólo los electrones de valencia participan en el enlace químico, y solamente los orbitales de valencia se combinan para formar orbitales moleculares. Cuando se forman dos orbitales moleculares a partir de dos orbitales atómicos, uno de ellos es de menor energía (se denomina ORBITAL ENLAZANTE), y otro de mayor energía (ORBITAL ANTIENLAZANTE). Los orbitales moleculares cumplen con la regla de Hund y con el principio de exclusión de Pauli. Sólo los orbitales atómicos que tienen propiedades de simetría idénticas pueden interaccionar entre sí. La mezcla de los orbitales es más significativa cuando los arbitales atómicos tienen aproximadamente la misma energía. A medida que la diferencia de energía (ΔE) entre los orbitales atómicos aumenta, el solapamiento de los orbitales es menos efectivo. Se puede representar en el diagrama de orbitales moleculares (OM), a los orbitales atómicos y moleculares con sus respectivos niveles de energía y con la distribución de los electrones. El caso mas sencillo es el de la formación de la molécula de Hidrógeno (H2), donde interaccionan 2 átomos, cada uno con un solo orbital ocupado por un único electrón. Al combinar dos orbitales atómicos 1s del hidrógeno se obtienen dos orbitales moleculares sigma, uno enlazante (de menor energía) y otro antienlazante (de mayor energía al que se lo representa con un asterisco). Los dos electrones de valencia se colocan con espines antiparalelos en el orbital σ y el orbital σ* queda vacío: la molécula es estable. La configuración electrónica de la molécula de hidrógeno es: (σ1s)2. El orden de enlace es 1, porque hay un par de electrones enlazantes. 1s1sσ1sσ*1sMolécula de H2Átomo de HÁtomo de H Otro caso: ¿Por qué no existe la molécula He2? Al combinar dos orbitales 1s de helio se formarían dos orbitales moleculares sigma y los cuatro electrones llenarían todos los orbitales. Sin embargo los orbitales antienlazantes forzarían a la molécula a disociarse y se volvería muy inestable. Es por ello que no existe molécula de He2. El diagrama de niveles de energía para He2 sería: 1s1sσσ*Molécula de He2Átomo de HeÁtomo de He De existir la molécula He2, su configuración electrónica sería: (σ1s)2 (σ*1s)2. El orden de enlace es 0 (cero) porque hay un par de electrones enlazantes y otro par antienlazantes. Es decir que no se forma este enlace. Orden de enlace: La estabilidad de un enlace covalente está relacionado con su orden de enlace, que se define como: Orden de enlace = ½ (número de e- de enlace – número de e- antienlace) Un orden de enlace de 1 representa un enlace simple, un orden de enlace de 2 representa un doble enlace y un orden de enlace de 3 representa un triple enlace. ---------------------------