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Descripción mecánico-cuántica de los electrones alrededor del núcleo:
orbitales atómicos
El Átomo de Bohr
1.Los electrones orbitan el átomo en niveles
discretos y cuantizados de energía, es decir,
no
o todas las
as ó
órbitas
b tas está
están pe
permitidas,
t das, tan
ta só
sólo
o
un número finito de éstas.
2.Los electrones pueden saltar de un nivel
electrónico a otro sin pasar por estados
i t
intermedios.
di
El salto de un electrón de un nivel cuántico a otro
implica la emisión o absorción de un único
cuanto de luz ((fotón)) cuya
y energía
g
corresponde a la diferencia de energía entre
ambas órbitas.
3.Las órbitas permitidas tienen valores discretos
o cuantizados
ti d del
d l momento
t angular
l orbital
bit l L
Donde n = 1,2,3,… es el número cuántico angular
o número cuántico principal.
4.La cuarta hipótesis
p
asume que
q el valor mínimo
de n es 1. Este valor corresponde a un mínimo
radio de la órbita del electrón de 0.0529 nm. A
esta distancia se le denomina radio de Bohr.
Un electrón en este nivel fundamental no
puede descender a niveles inferiores
emitiendo energía.
El electrón como onda
Función de Onda y orbitales atómicos
Descripción mecánico cuántica del átomo de hidrógeno:
Orbitales y números cuánticos
- el modelo de Schrödinger utiliza tres números cuánticos para describir un orbital: n, l y ml
Ejemplo:
Número
cuántico
Rango de
valores
describes
Principal, n
1, 2, 3, ....
energy level
Angular
0 to n-1
momentum l,
momentum,
l
orbital shape
p
Magnetic, ml - l to + l
spatial
orientation and
degeneracy
Spin, Ms
electron spin
± 1/2
Formas de los orbitales atómicos
Orbital 1s
Orbital 2s
¿Cómo se van llenando los orbitales con electrones?
1.- Principio Aufbau: Los electrones se van añadiendo empezando por el orbita de mas
baja energia y sucesivamente a los de mas altas energías
í según
ú determinadas por la Ec.
De Schröedinger:
1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p etc
1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p….etc
2.- Principio
p de Exclusión de Pauli : Ningún
g
par
p de electrones puede
p
tener los
mismos cuatro números cuánticos, así, un orbital sólo puede estar ocupado
como máximo por dos electrones y sólo si éstos tiene spines opuestos
(apareados)
3.- Regla de Máxima multiplicidad de Hund: Cuando se están llenando orbitales
degenerados sólo un electrón se coloca en cada orbital antes de que empiecen
degenerados,
a aparearse con electrones de spin opuesto.
El enlace Mecanico-cuánrico en La molécula de Hidrógeno
Los enlaces se forman por solapamiento de orbitales
atómicos en fase (Linus Pauling)
Solapamiento de orbitales atómicos: Enlaces sigma y Pi
Explicación Mecanico-cuántica de la tetravalencia y naturaleza tetrahédrica del
carbono en la molecula de metano CH4
Un átomo de carbono en su estado fundamental tendría dos electrones
desapareados, tal y como se indica a continuación: Como el átomo de carbono en
su estado fundamental sólo contiene dos electrones desapareados se debería
esperar que, en lugar de formar CH4, el carbono se uniera sólo a dos átomos de
hidrógeno y formara un compuesto de fórmula CH2, dejando vacío un orbital 2p.
El CH2 es una especie
i química
í i conocida,
id llamada
ll
d carbeno,
b
pero es una sustancia
t
i
muy reactiva y de tiempo de vida media muy corto.
Por adición de 96 kcal/mol de energía a un átomo de carbono, uno de los electrones 2s
puede promocionarse hasta alcanzar el orbital vacío 2p, dando lugar a la configuración
electrónica indicada a continuación
La formación de un enlace covalente produce un descenso de energía en el
sistema, que en el caso de un enlace C-H se cifra en 87 kcal/mol. Por tanto, la
formación de dos enlaces covalentes más en el átomo de carbono provocará un
descenso de 174 kcal/mol de energía (2 x 87 kcal/mol), que compensa
sobradamente
b d
t los
l 96 kcal/mol
k l/ l que se requieren
i
para promover all átomo
át
de
d
carbono desde el estadofundamental al estado excitado.
Este razonamiento explica por qué el átomo de carbono tiende a ser
tetravalente en lugar de divalente. Sin embargo, no explica la forma
tetraédrica de la molécula de metano.
Hibridación de Orbitales
Matemáticamente, la Ec. de Schrödinger permite combinar los orbitales 2s y 2p
de cualquier modo. Una forma de llevar a cabo tal combinación consiste en
formar cuatro orbitales nuevos, cada uno de los cuales tiene ¼ de carácter s y ¾
d carácter
de
á
p. Los cuatro orbitales
bi l híbridos
híb id son entonces equivalentes
i l
entre síí y,
teniendo en cuenta que contienen triple carácter p que s, se les denomina
Híbridos sp3 .
Un orbital sp3 puede situar mucha más densidad electrónica, en una dirección
que la q
que sitúa un orbital s o un orbital p
p. Por consiguiente,
g
, un enlace
determinada,, q
covalente que se forme con la participación de un orbital sp3 del átomo de carbono
será más fuerte que un enlace covalente en el que participe un orbital p o un orbital s.
La energía de un enlace covalente que se forma mediante el solapamiento
entre el orbital híbrido sp3 del carbono y el orbital 1s del hidrógeno es de 103
kcal/mol, mientras que los enlaces covalentes correspondientes C2p-H1s y
C2 H1 tienen
C2s-H1s
i
una energía
í de
d 60 k
kcal/mol
l/ l y 80 k
kcal/mol.
l/ l
Hibridación sp3 enel átomo de carbono
Borano , BH3 (Orbitales híbridos sp2 )
Hidruro de berilio BeH2 (orbitales Híbridos sp)
Metano ; Hibridación sp2 en el carbono
Enlaces en el etileno
Acetileno ; Hibridación sp en el carbono
Híbridos con pares de electrones solitarios: amoniaco y agua
Elecronegatividad del carbono en función de su hibridación
El carbono tiene mayor electronegatividad a medida que aumenta el carácter s
de la hibridación. Por tanto los carbonos del etano (sp3) son menos
electronegativos que los del eteno (sp2) y éstos a su vez menos
electronegativos que los del etino (sp). El cálculo de las densidades
electrónicas
l
ó i
en estos tres compuestos refleja
fl j claramente
l
este hecho:(azul
h h (
l +,
rojo -
Los hidrógenos tienen una coloración azul más acusada desde el etano
al etino, prueba de su menor densidad electrónica como consecuencia
de la electronegatividad creciente del carbono.
Algunos Parámetros de Enlace