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Unidad 1 (Parte IV, 1.1.2 (cont.) )
Objetivos de la presentación:
1. Describa los procesos de excitación-hibridación para
el átomo de carbono, que dan lugar a la formación de
orbitales sp, sp2 y sp3.
2. Compare la geometría, energía de formación, longitud,
estabilidad y fuerza de los enlaces C-C, C=C, CΞC, CO y C-N.
Lic. Walter de la Roca
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Teorías de la formación de enlaces covalentes:
1. Teoría del enlace de valencia:
2. Teoría del orbital molecular:
Teoría de valencia:
De acuerdo con la teoría del enlace, el enlace covalente
se forma cuando se acercan mucho dos átomos, de tal
manera que un orbital ocupado por un elec|rón en un
átomo se traslapa con un orbital ocupado por un electrón
en el otro.
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Las ideas clave de la teoría del enlace de valencia son las
siguientes:
1. Los enlaces covalentes se forman por traslape de dos
orbitales atómicos, cada uno de los cuales contiene
un electrón.
2. Los espines de los dos electrones son opuestos.
3. Cada átomo enlazado retiene sus orbitales atómicos
internos, pero el par de electrones en los orbitales
atómicos de valencia son compartidos por ambos
átomos.
4. Mientras mayor es el traslape de orbitales, el enlace
es más fuerte.
¿Qué enlace sigma será el más fuerte y por qué?
•Dos orbitales “s”
•Dos orbitales “p”
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Como dijimos anteriormente, los enlaces se producen,
debido a que la energía del producto es menor que los
átomos sin combinar.
A continuación veremos el diagrama de energía de la
formación del enlace del hidrógeno molecular:
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¿A que distancia están los dos núcleos en la molécula de
H2?
No tan cerca que provoquen la repulsión de los núcleos
por tener la misma carga (+), pero no tan lejos que no
puedan compartir los electrones en el enlace.
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Teoría del orbital molecular
En esta teoría la formación del enlace covalente se debe a
la combinación matemática de los orbitales atómicos
(funciones de onda) que forman orbitales moleculares,
llamados así porque pertenecen a toda la molécula y no a
un átomo individual.
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La combinación aditiva tiene menos energía que los dos
orbitales atómicos 1s del hidrógeno y se llama orbital
molecular (OM) de enlace. Los electrones en este orbital
molecular pasan la mayor parte del tiempo en la región
intermedia entre los átomos, enlazando los átomos.
La combinación sustractiva tiene más energía que los
dos orbitales 1s del hidrógeno y se denomina orbital
molecular de antienlace o antienlazante. Ninguno de
los electrones que contiene puede ocupar la región
central los núcleos, donde hay un nodo que contribuye
al enlazamiento. Como consecuencia, los núcleos se
repelen.
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Ideas claves de la teoría del orbital molecular:
1. Los orbitales moleculares son a las moléculas lo que
los orbitales atómicos a los átomos.
2. Los orbitales moleculares describen las regiones del
espacio en una molécula en que es más probable
encontrar a los electrones y tienen forma, tamaño y
nivel de energía específicos.
3. Los orbitales moleculares se forman combinando
orbitales atómicos.
4. Los orbitales moleculares que tienen menos energía
que los orbitales atómicos iniciales son denominados
de enlace;
5. Los orbitales moleculares con más energía que los
orbitales atómicos iniciales son denominados
antienlazantes ó de no enlace.
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Hibridaciones del carbono
Configuración electrónica del estado basal del carbono
¿Cuántos enlaces
covalentes podría
formar según esta
configuración
el
“C”?
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Linus Pauling propuso una respuesta en 1931 al
demostrar matemáticamente cómo se puede combinar,
o hibridar, un orbital s y tres orbitales p de un átomo,
para formar cuatro orbitales atómicos equivalentes con
orientación de tetraedro.
Carbono excitado
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Carbono hibridizado
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Forma del carbono hibridizado sp3
Carácter de s y p de carbono hibridizado sp3:
s = 1/4 = 25%
p = 3/4 = 75%
¿A que orbital se parece más a un “p” o “s”?
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Si unimos el carbono hibridizado sp3, puede unirse con 4
átomos de hidrógeno 1s, para originar el metano que se
puede representar de la siguiente manera.
Concluyendo, podríamos decir que la hibridación del
carbono le da la posibilidad de combinarse con otros
cuatro átomos, y los orbitales tienen igual energía, por lo
cual no habría ninguna preferencia por ninguno, son
equivalentes, además la forma geométrica nos da la forma
más estable posible en el espacio.
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Representaciones:
Etano
Combinaciones de orbitales hibridizados:
Enlace σ (sigma) se forma de la unión frontal de dos orbitales
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Ángulos del etano:
¿Cuántos enlaces sigma tiene la molécula de etano?
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Conclusiones de la hibridación sp3:
1. La hibridación combina tres orbitales “p” y un orbital
“s”, generando cuatro orbitales hibridizados sp3
2. El carbono con esta hibridación podrá formar cuatro
enlaces sigma (σ)
3. La forma de orbital hibridizado tiene dos lóbulos,
como el “p”, pero uno de los lóbulos es mayor que el
otro.
4. El orbital se parece más al orbital “p”, pues posee un
75% de carácter “p” y 25% de carácter “s”.
5. La forma de los cuatro orbitales hibridizados es
tetraédrica.
6. Los ángulos que forman entre los enlaces
hibridizados es de 109.5°.
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Hibridación sp2 del carbono
(Doble enlace)
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Carácter de s y p de carbono hibridizado sp2:
s = 1/3 = 33.33%
p = 2/3 = 66.66%
¿A que orbital se parece más a un “p” o “s”?
Forma de los orbitales sp2 y p (Trigonal Plana):
Los enlaces hibridizados sp2 forman enlaces sigma
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Los orbitales no hibridizados “p” forma enlaces π (pi)
que son uniones laterales de los mismos.
¿Qué enlace se romperá más fácilmente? Sigma o Pi
¿Cuántos enlaces sigma puede formar el etileno y cuántos
enlaces pi?
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Representaciones del etileno:
Enlaces σ y π en el etileno:
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Conclusiones de la hibridación sp2
1. Se mezclan dos orbitales “p” y un orbital “s”,
originando tres orbitales hibridizados y un orbital “p”
no hibridizado.
2. El carbono con esta hibridación puede formar tres
enlaces sigma y un enlace pi.
3. La forma del orbital hibridizado tiene dos lóbulos,
como el “p”, pero uno de los lóbulos es mucho mayor
que el otro.
4. El orbital se parece más al “p”, pero menos que el
sp3, pues en este caso el carácter “p” es 66.67% y “s”
es 33.33%.
5. La forma de los orbitales hibridizados sp2 es trigonal
plana.
6. Los ángulos que forman entre los enlaces
hibridizados sp2 es de 120°C y los ángulos entre los
hibridizados y el orbital p no hibridizado es de 90°C.
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Hibridación sp del carbono
(Triple enlace)
¿Cuántos enlaces σ?
¿Cuántos enlaces π?
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Representación de los orbitales hibridizados: (Lineal)
Forma enlaces sigma con los orbitales hibridizados sp
y los p no hibridizados forma enlaces pi
Representación del acetileno:
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Formación de los enlaces en el triple enlace 1σ y 2π:
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Conclusiones de la hibridación sp
1. Se mezclan un orbital “p” y un orbital “s”, originando
dos orbitales hibridizados y dos orbitales “p” no
hibridizados.
2. El carbono con esta hibridación puede formar dos
enlaces sigma y dos enlaces pi.
3. La forma del orbital hibridizado tiene dos lóbulos,
como el “p”, pero uno de los lóbulos es muchísimo
más grande que el otro.
4. El orbital se parece más al “s”, tiene 50% de carácter
“s” y 50% de “p”.
5. La forma de los orbitales hibridizados sp es lineal.
6. Los ángulos que forman entre los enlaces
hibridizados sp es de 180°C y los ángulos entre los
hibridizados y los orbitales p no hibridizado es de
90°C.
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Longitud de enlace y fuerza del enlace
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Energías y fuerzas de enlace:
Resumamos: Los enlaces son más fuertes en tanto más
cortos y menos energéticos son, y al contrario, los
enlaces son más débiles en tanto más largos y más
energéticos son. Por lo cual el ordenamiento creciente
a la fuerza del enlace: p < sp3 < sp2 < sp < s
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Hibridación de átomos de Nitrógeno:
El concepto de hibridación no solo es aplicable al carbono,
sino también lo pueden sufrir otros elementos, pero los que
nos interesan en nuestro curso son el oxígeno y el
nitrógeno.
Nitrógeno:
Analicemos el átomo de hidrógeno en el amoniaco NH3. El
ángulo H-N-H del enlace en el amoniaco, medido
experimentalmente, es de 107.3° cercano al valor del
tetraédrico de 109.5° que se encuentra en el metano.
H
H
N
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H
:
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Oxígeno:
Ahora analicemos el caso del oxígeno en la molécula de
agua se ha determinado experimentalmente que el ángulo
entre los átomos de hidrógeno es de 104.5 °, es menor
que el tetraédrico, pero es muy similar al esperado de
109.5°
H
H
O
:
..
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a. ¿Enlaces sigma?
b. ¿Enlaces pi?
c. ¿Enlace sigma Carbono-Carbono más pequeño?
d. ¿Enlace sigma Carbono-Carbono más largo?
e. ¿Enlace sigma más pequeño?
f. Orbitales de electrones del OH
g. Orbitales de electrones del NH2
10 CH2
9 CH
..
: OH
H3C
1
CH
2
8 CH2
CH
3
11 CH2
CH
4
CH2
5
C
CH
6
7
NH2
..
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a. ¿Enlaces sigma?
b. ¿Enlaces pi?
c. ¿Enlace sigma Carbono-Carbono más pequeño?
d. ¿Enlace sigma Carbono-Carbono más largo?
e. ¿Enlace sigma más pequeño?
f. Orbitales de electrones libres del OH
j CH
2
g. Orbitales de electrones libres del C=O
h. Orbitales de electrones libres del C≡N..i CH
..
h
HO CH
a
H3C
b
c
CH2
CH
k CH
2
gCH
2
d
CH
e
f
C
C
H
..
..O
ñ CH2
l CH
2
m C
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n N
..
33
Resumen de lo aprendido:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
¿Qué es la teoría del enlace de valencia?
¿Qué es la teoría del orbital molecular?
Configuración del carbono basal
Hibridación sp3 del carbono, como se forma, que forma
tiene en el espacio y ejemplos de compuestos
orgánicos.
Hibridación sp2 del carbono, como se forma, que forma
tiene en el espacio y ejemplos de compuestos
orgánicos.
Hibridación sp del carbono, como se forma, que forma
tiene en el espacio y ejemplos de compuestos
orgánicos.
Longitud y fuerza del enlace de carbonos hibridizados.
Hibridación de N, O, S y P
Clasificación de fuerza y longitud de enlaces.
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Bibliografía:
1. Capitulo No. 1 ,John McMurry, Química Orgánica. Octava
Edición.
2. Capitulo No. 2 , Francis A. Carey, Química Orgánica.
Noventa Edición.
3. Capitulo No. 2, Igor Slowing, “Un texto básico de
Orgánica”.
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