Estructura de la Materia Décimo sexta sesión Teoría de Unión Valencia

No habrá clase el miércoles 19 de octubre 6/25/2018 Template

Walter Heinrich Heitler (1904-1981) y Fritz London (1900-1954). En 1927: 3

Teoría de enlace valencia Teoría de unión valencia cuantitativa. Método aproximado para resolver la ecuación de Schrödinger. Ión molecular de Hidrógeno: H2+ 4

Teoría de enlace valencia (2) Teoría de unión valencia cuantitativa. Método aproximado para resolver la ecuación de Schrödinger. Ión molecular de Hidrógeno: H2+ H + H+  H2+ 5

Teoría de enlace valencia (3) rB A B RAB 6

Núcleos Fijos Max Born (1882-1970) y Julius Robert (1904-1966) Oppenheimer Aproximación de Born-Oppenheimer. 7

Teoría de enlace valencia (4) 8

Teoría de enlace valencia (5) Heitler y London proponen construir funciones de onda aproximadas que resuelvan la ecuación de Schrödinger para el H2+. Consideremos los dos estados: HA + HB+  1 HA+ + HB  2 9

Teoría de enlace valencia (6) Y proponemos a las funciones solución como combinaciones lineales de las funciones que describen los dos estados posibles. 10

Teoría de enlace valencia (7) La energía debe minimizarse: E H2+ HA HB+ HA+ HB 11

Teoría de enlace valencia (8) Dos formas en que se encuentra un mínimo: 12

Teoría de enlace valencia (9) Y se encuentran dos funciones de onda: 13

Teoría de enlace valencia (10) Las funciones de onda deben cumplir con el postulado de Born: 14

Teoría de enlace valencia (11) Con lo que se obtiene: 15

Teoría de enlace valencia (12) Y las densidades electrónicas serían: 16

¿Qué significa? 17

Átomos separados A B A B 18

Teoría de enlace valencia (13) Orbital de enlace: 19

Enlace A B A B 20

Teoría de enlace valencia (14) Orbital de antienlace: 21

Antienlace A B A B 22

Teoría de enlace valencia (15) B A B 23

Teoría de enlace valencia (16) 24

Molécula de Hidrógeno e1 r12 e2 rA2 rA1 rB2 rB1 A B RAB 25

Molécula de Hidrógeno (2) 26

Molécula de Hidrógeno (3) B 1 2 A B 1 2 27

Molécula de Hidrógeno (4) 28

Molécula de Hidrógeno (5) Calculada Experimental E (eV) 3.14 4.7466 R (Ǻ) 0.87 0.74116 29

Resonancia Trucos para construir la función de onda adecuada para poder resolver la Ecuación de Schödinger. Las formas resonantes no existen en la realidad. 30

Resonancia (2) Las formas resonantes deben tener energías semejantes. Los núcleos deben ocupar las mismas posiciones relativas en todas las formas resonantes. Todas las formas resonantes deben tener el mismo número de electrones despareados. 31

Resonancia (3) Las funciones de onda se escriben a partir de las formas resonantes: 32

Nitrometano Distancia N-O 1.31 Ǻ N=O 1.2 Ǻ Distancia N O en el Nitrometano 1.22 Ǻ 33

Nitrometano (2) Se proponen las formas resonantes: I II 34

Bióxido de Carbono Distancia C=O 1.22 Ǻ CO 1.10 Ǻ Distancia C O en el Bióxido de Carbono 1.15 Ǻ 35

Bióxido de Carbono (2) Se proponen las formas resonantes: I II III 36

Benceno Distancia C-C 1.54 Ǻ C=C 1.32 Ǻ Distancia C C en el Benceno 1.39 Ǻ 37

Benceno (2) Se proponen las formas resonantes: Kekulé I II Dewar IV V 38

Resonancia (4) Las formas resonantes no tienen existencia real, sólo son un truco para escribir una mejor función de onda. A veces se confunde con tautomería. 39

Tautomería Tautomería ceto-enol: CH3-C-CH3  CH3-C=CH2 O OH Forma cetónica Forma enólica En la tautomería los átomos no ocupan las mismas posiciones relativas. 40

Teoría de enlace valencia cualitativa 41

Pauling y Slater 42

Orbitales híbridos Los orbitales de valencia de los átomos que se acercan a un átomo central para formar un enlace, perturban los orbitales de éste. 43

Orbitales híbridos (2) Los orbitales del átomo central se hibridan. La hibridación es la mezcla de orbitales atómicos que pertenecen a la capa de valencia para formar nuevos orbitales apropiados para la descripción cualitativa de las propiedades del enlace. 44

Orbitales híbridos (3) Los orbitales híbridos son muy útiles para explicar la forma de los orbitales (y las densidades electrónicas) en las moléculas y por lo tanto su geometría. La hibridación es parte integral de la teoría de enlace valencia. 45

Hibridación sp El orbital sp es una combinación lineal de los orbitales de valencia s y p del átomo central: 46

Hibridación sp Un orbital s y un orbital p dan 2 orbitales sp Geometría lineal. Moléculas del tipo AX2, v.g. BeCl2, BeF2 47

BeF2 4Be: 1s2 2s2 Los átomos de F que se acercan, hacen que el Berilio pase primero al estado excitado: 1s2 2s2  1s2 2s12px1 Posteriormente 2s y 2p se hibridan: 1s2 2s12px1  1s2 (sp)1 (sp)1 48

BeF2 9F: 1s2 2s2 2px2py2pz1 Los electrones del orbital pz de los 2 átomos de Flúor se aparean con los nuevos orbitales sp del átomo central Berilio 49

BeF2 50

Hibridación sp2 El orbital sp2 es una combinación lineal de los orbitales de valencia s, px y py del átomo central: 51

Hibridación sp2 Geometría triangular (trigonal). Un orbital s y dos orbitales p dan 3 orbitales sp2 Geometría triangular (trigonal). 120º 52

BF3 5B: 1s2 2s22px1 Los átomos de F que se acercan, hacen que el B pase primero al estado excitado: 1s2 2s22px1  1s2 2s12px12py1 Posteriormente 2s, 2px y 2py se hibridan: 53

BF3 1s2 2s12px12py1  1s2 (sp2)1(sp2)1(sp2)1 9F: 1s2 2s2 2px2py2pz1 Los electrones del orbital pz de los 3 átomos de Flúor se aparean con los nuevos orbitales sp2 del átomo central Boro 54

BF3 120º 55

Hibridación sp3 El orbital sp3 es una combinación lineal de los orbitales de valencia s, px, py y pz del átomo central: 56

Hibridación sp3 Un orbital s y tres orbitales p dan 4 orbitales sp3 Geometría tetraédrica. CH4, CCl4 57

Hibridación sp3 58

CH4 6C: 1s2 2s22px12py1 Los átomos de H que se acercan, hacen que el C pase primero al estado excitado: 1s22s22px12py1  1s22s12px12py12pz1 59

CH4 Posteriormente 2s, 2px , 2py y 2pz se hibridan: 1s2 2s12px12py12pz1  1s2 (sp3)1(sp3)1(sp3)1(sp3)1 Los electrones del orbital s de los 4 átomos de Hidrógeno se aparean con los nuevos orbitales sp3 del átomo central Carbono 60

CH4 61

Resumen Hibridación Geometría Ángulo sp Lineal 180º sp2 Triangular 120º sp3 Tetraédrica 109.5º 62