Moléculas diatómicas homonucleares

Presentación del tema: "Moléculas diatómicas homonucleares"— Transcripción de la presentación:

1 Moléculas diatómicas homonucleares
Teoría de Orbitales Moleculares Moléculas diatómicas homonucleares

2 Orbitales Moleculares
Son combinaciones lineales de orbitales atómicos (CLOA) Donde Ψi son las funciones de onda correspondientes de los electrones en los átomos y ai son coeficientes que indican la contribución de cada orbital atómico al orbital molecular.

3 Postulados de la TOM Se considera que cada electrón se describe por una función de onda multielectrónica y multicentrada, llamada el orbital molecular. Esta teoría asume que los electrones en las moléculas ocupan orbitales que se extienden alrededor de todos los núcleos de la molécula. A cada orbital molecular le corresponde un valor de energía. Para cada electrón en la molécula se utiliza como función de onda aproximada una combinación lineal de orbitales atómicos de modo que se forme el mismo número de orbitales moleculares que de orbitales atómicos hayan participado.

4 Postulados de la TOM Los orbitales atómicos que formarán los OM mediante el método CLOA deben cumplir dos condiciones tener energías similares y tener simetría orbital adecuada. Por convenio se considera que cuando la diferencia de energías entre los orbitales atómicos que se combinen sea menor de 12 eV ó kJ.mol-1, puede tener lugar la combinación lineal. Para determinar la estructura electrónica de una molécula se calculan las energías de los orbitales moleculares y se distribuyen los electrones comenzando por los orbitales moleculares de menor energía, respetando el principio de exclusión de Pauli y la regla de máxima multiplicidad de Hund.

5 Molécula de H2 Centrosimétrico σg

6 Molécula de H2 Anticentrosimétrico σu

7 Diagrama de energía de los OM para la molécula de H2

8 Orden de enlace

9 Energía de los OA de los átomos de los elementos del 2do período
La diferencia de energía entre el subnivel 2s y el subnivel 2p aumenta en el período a medida que aumenta el número atómico

10 Moléculas diatómicas homonucleares. OM a partir de OA “p”
CLOAs *u = 2px1+2px2      bg = 2px1-2px2      *g = 2py1-2py2  bu = 2py1+2py2 

11 Gráfico de energía de los OM en las moléculas de O2 y F2

12 Diagrama energético de las moléculas de B2, C2, y N2
σb se forma por la CLOAs: 2s1 + 2px1 + 2s px2

13 Diagrama de energía de los OM de las moléculas diatómicas de los elementos del 2do período

14 RESUMEN A partir  de las  de los orbitales atómicos se pueden formar CLOAs que dan lugar a los OM. Resulta imprescindible seleccionar adecuadamente los orbitales atómicos que forman las CLOAs atendiendo a la energía y simetría de los mismos. La denominación de enlazante y antienlazante para los OM está directamente relacionada con el efecto que produce la presencia de electrones en estos OM sobre la estabilidad del agregado molecular.  La denominación  y  se refiere a la simetría y disposición espacial de la densidad electrónica en la molécula con respecto al eje de enlace.

15 RESUMEN Sabiendo cuántas y cuáles son las CLOAs que se pueden formar y de las consideraciones energéticas se puede construir un diagrama energético de OM y distribuir los electrones en ellos. Con ello se llega a la distribución electrónica de la molécula en cuestión. A partir de todos estos resultados se puede relacionar la estructura de una molécula con las propiedades de la sustancia. Un primer ejemplo es la estimación de la estabilidad, la energía de enlace y la distancia de enlace a partir del cálculo del orden de enlace. El orden de enlace es una medida del balance entre los efectos enlazantes y antienlazantes en la molécula.

16 Moléculas diatómicas heteronucleares
Teoría de Orbitales Moleculares Moléculas diatómicas heteronucleares

17 Energía del subnivel 2s (kJ/mol) Energía del subnivel 2p (kJ/mol)
TOM Moléculas diatómicas heteronucleares Molécula: HF Elemento Energía del subnivel 2s (kJ/mol) Energía del subnivel 2p (kJ/mol) H (1s) - 1312 - F - 4128 - 1916 Los OM no enlazantes son aquellos que quedan prácticamente con igual energía y simetría a los OA que le dan origen y no participan en el enlace.

18 TOM Molécula: HF H F OM1 = a11s - a2 2px  bu OM1 = a11s + a2 2px  *u

19 Diagrama energético de los OM en la molécula de HF
TOM Molécula: HF Diagrama energético de los OM en la molécula de HF El OMb está mas localizado sobre el átomo más electronegativo El OM*  está mas localizado sobre el átomo menos electronegativo. La energía de los OMn es muy similar a la de los OA que le dieron origen. Dichos OM están principalmente localizados en los átomos que le dieron origen. Los OMn no favorecen ni entorpecen el enlace. H HF F

20 Energía del subnivel 2s (kJ/mol) Energía del subnivel 2p (kJ/mol)
TOM Molécula de BO Elemento Energía del subnivel 2s (kJ/mol) Energía del subnivel 2p (kJ/mol) B -1299 -813 O -3283 -1613

21 Formación de los OA híbridos sp del B
TOM Molécula de BO Formación de los OA híbridos sp del B B O CLOA que origina el híbrido sp que se llamará interno, hi ( se dirige hacia dentro de la molécula) 2s+2px 2sp CLOA que origina el híbrido sp que se llamará externo, ho ( se dirige hacia fuera de la molécula) 2s-2px 2sp

22 CLOAs  en la molécula BO
TOM CLOAs  en la molécula BO 2sp(hi) B - 2px O b 2sp(hi) B + 2px O * n

23 CLOAs  en la molécula BO
TOM CLOAs  en la molécula BO 2pz B + 2pz O b * 2pz B - 2pz O

24 Diagrama energético de los OM para la molécula de BO

25 RESUMEN El método descrito para explicar la estructura electrónica de moléculas heteronucleares es esencialmente el mismo que se empleó en el acápite de las moléculas  homonucleares. Hay que prestar especial atención a las energías de los orbitales atómicos para escoger adecuadamente el conjunto base que formará las CLOAs. En las moléculas heteronucleares los OM no están distribuidos uniformemente entre los dos átomos, sino que el enlazante está mas localizado sobre el átomo mas electronegativo en tanto que el antienlazante lo está sobre el menos electronegativo. Un concepto importante que se introdujo en este acápite es el de los OM no enlazantes, que están en la molécula de manera similar a como están en los átomos. Dichos OM no participan a favor ni en contra del enlace.

26 Teoría de Orbitales Moleculares
MOLÉCULAS TRIATÓMICAS

27 Energía del subnivel 2s (kJ/mol) Energía del subnivel 2p (kJ/mol)
Molécula de BeH2 Elemento Energía del subnivel 2s (kJ/mol) Energía del subnivel 2p (kJ/mol) H (1s) - 1312 - Be - 812 -410 Geometría: Lineal

28 Molécula de BeH2 H Be H Fragmentos Moleculares: Combinaciones lineales con los OA 1s de cada átomo de H Anticentrosimétrica Centrosimétrica

29 Molécula de BeH2 H Be H OM Combinación centrosimétrica
Combinación anticentrosimétrica

30 Diagrama energético de la molécula de BeH2
H,H O.E. = 2

31 Energía del subnivel 2s (kJ/mol) Energía del subnivel 2p (kJ/mol)
Molécula de CO2 O C O Elemento Energía del subnivel 2s (kJ/mol) Energía del subnivel 2p (kJ/mol) C - 1869 - 1068 O - 3283 - 1613 Geometría: Lineal

32 Combinaciones de los orbitales 2pxO con simetría tipo σ
Molécula de CO2 O C 2sO OM σn Combinaciones de los orbitales 2pxO con simetría tipo σ

33 sbg < sbu < s*g < s*u s*g
Molécula de CO2 O C sbu sbg s*u Orden energético de los OM: sbg < sbu < s*g < s*u s*g

34 Molécula de CO2 O C pb p* Orbitales 2pzO y 2pzC.

35 nCombinación centrosimétrica
Molécula de CO2 O C pn nCombinación centrosimétrica

36 Diagrama de OM para el CO2
O.E. = 4

37 Energía del subnivel s (kJ/mol) Energía del subnivel p (kJ/mol)
Molécula de SO2 O 120o S X O Elemento Energía del subnivel s (kJ/mol) Energía del subnivel p (kJ/mol) O -3283 (2s) -1613 (2p) S (3s) (3p) Geometría: angular

38 Molécula de SO2 Orbitales híbridos sp2 2sO OM σn O S O = 1518 kJ.mol-1
X O Orbitales híbridos sp2 = 1518 kJ.mol-1 2sO OM σn

39 Molécula de SO2 Interacción de los orbitales sp2 del S con los py de cada átomo de O n b * {sp2(1)+sp2(2)} + {py(2)+py(1)} {sp2(1)-sp2(2)} - {py(2)-py(1)}

40 Interacción de los orbitales 2pZ de los átomos de O y el de S
Molécula de SO2 Interacción de los orbitales 2pZ de los átomos de O y el de S centrosimétrica Combinación anticentrosimétrica

41 Diagrama energético de la molécula de SO2
O.E. = 3

42 RESUMEN Enlaces σ y π deslocalizados. El orden de enlace puede interpretarse como el número de enlaces entre dos átomos cuando dichos enlaces se sabe o se suponen iguales. En el caso de las moléculas triatómicas lineales desarrollamos el modelo de la estructura electrónica sin hibridación. En el caso de las moléculas triatómicas angulares debemos plantear hibridación al átomo central para explicar el ángulo de enlace.

43 Orbitales Frontera Todas las especies químicas tienen orbitales periféricos que determinan sus propiedades químicas. Los orbitales frontera son los que interactúan con orbitales de otra especie durante el curso de una reacción. El tipo de interacción y sus consecuencias dependen principalmente de la naturaleza de dichos orbitales (energía, forma, simetría, condiciones de enlazamiento). La consecuencia de la interacción se refiere al tipo de reacción, mecanismo y productos finales

44 Orbitales Frontera HOMO (Highest Ocuppied Molecular Orbital)
Es el orbital ocupado de más alta energía en la especie química. LUMO (Lowest Unocuppied Molecular Orbital) Es el orbital desocupado de más baja energía en la especie química. SOMO (Single Ocupied Molecular Orbital)