Orbitales y Polaridad Molecular Flashcards
ORBITALES ATÓMICOS
Los orbitales atómicos son los lugares donde se sitúan los electrones alrededor del núcleo, que son un elemento de importancia para estudiar las propiedades químicas de un elemento y a partir de ellos se condicionan y realizan las interacciones moleculares con el resto de elementos. Existe una característica de los electrones, es que no se puede conocer su posición exacta pero sí una estimación en que orbital poder encontrarlo, conclusión obtenida a partir del principio de incertidumbre de Heisenberg.
Es decir, que los electrones son limitantes u oritentadores expresados en niveles de energía donde estas subpartículas tinene permitido estar, conocido como densidad electrónica. Estos orbitales de igual forma están limitados por niveles de energía nombrados como “capas electrónicas”. Existe otro aspecto de estos, que al momento que se van alejando del núcleo hay espacio en que hay densidad electrónica cero o nula que se les conoce como nodos.
Las capas electrónicas están clasificados por niveles de energía denotados como “n” o número cuántico principal, donde cada uno de estos tiene la capacidad de alojar distintas clases de orbitales y asu vez cada uno de estos orbitales tiene una capacidad electrónica específica que puede observarse en la tabla periódica a través de su configuración electrónica.
Los tipos de orbitales son, los orbitales s, p, d y f. Estos se pueden etiquetar con un número para hacer referencia a la cantidad de formas que ejercen.
Interacciones orbitales, un paso para los orbitales moleculares.
La forma de los tipos de orbitales existentes, están definidos por las ciencias cuánticas, donde su característica de importancia es que son tridimiensionales. Ahora bien, debido a que los electrones son peculiarmente pequeños y su comportamiento está limitado por los orbitales y niveles de energía, estos pueden estudiarse como si fuera una onda y ya no un cuerpo (partícula). Dado este punto de vista, se puede expresar la densidad electrónica como una onda al igual que el movimiento de los electrones.
De este estudio se construyeron predicciones y se pudo explicar la formación de moleculas o compuestos con más de un átomo, es decir la combinación de orbitales atómicos. Según Wade (2017) en su libro te exto afirma y describe lo siguiente:
Los orbitales atómicos pueden combinarse para generar ondas estacionarias complejas. Este proceso se conoce como combinación lineal de orbitales.
- Cuando interactúan orbitales de átomos diferentes , éstos producen orbitales moleculares que conducen a interacciones de enlace.
- Cuando interactúan los orbitales del mismo átomo, producen orbitales atómicos híbridos que definen la geometría de los enlaces.
Estos dos aspectos se estarán desarrollando en adelante. Sin embargo, hay algo que destacar de los enlaces moleculares, cuando estos se construyen y hay orbitales interactuando, estos tienen la función de equilibrar las energías de repulsión y atracción de los átomos participantes, debido a que los núcleos se repelerían entre sí, al igual que los electrones; a este equilibrio se le llama longitud de enlace.
GEOMETRÍA MOLECULAR E HIBRIDACIÓN EN ORBITALES
En secciones anteriores se ha hablado sobre la hibridación entre la interacción de enlaces en un mismo átomo y en átomos diferens al momento que se crean enlaces para formar compuestos/moléculas. Ahora bien, estos fenómenos también tienen la característica de modificar la distribución espacial de la molécula, que termina presentando la característica de la geometría molecular. Esto sucede prinicipalmente por las fuerzas de atracción y repulsión que existen entre estas interacciones, principalmente en los enlaces que se forman en una molécula con un átomo central de referencia y también se debe a lo que analiza y describe la teoía de repulsión de los pares de elctrones de la capa de valencia, que dan originan “ángulos de apertura” dentro de la estructura molecular.
Geometría molecular
Disposición TRIDIMENSIONAL de los átomos que conforman una molécula; determina muchas propiedades de las moléculas, como el punto de ebullición, densidad, entre otros.
Teoría de repulsión de pares electrónicos (RPECV)
Si se conoce la estructura de Lewis se puede PREDECIR la geometría de una molécula: los electrones tienden a repelerse entre sí (por similitud de cargas), de tal manera que los orbitales que contienen a los electrones se orientan de tal forma que queden lo más ALEJADOS entre sí.
Reglas generales RPECV
- Los enlaces dobles y triples se pueden tratar como enlaces SENCILLOS.
- Si una molécula tiene dos o más estructuras resonantes, se aplica RPECV a cualquiera de ellas.
Hibridación
- Consiste en la mezcla de los orbitales de un átomo para dar como resultado un conjunto de orbitales híbridos, sucede a consecuencia de la unión de dos o más átomos mediante el enlace covalente.
- Siempre se traslapan por lo menos dos orbitales atómicos no equivalentes.
- Por lo general, el átomo que hibrida sus orbitales es el átomo central
- Tipos: Sp, Sp2, Sp3.
- El número de orbitales híbridos que se generan es igual al número de orbitales puros que participan en el traslape.
REGLAS SOBRE LA HIBRIDACIÓN
Estas hibridaciones fueron explicadas en secciones anteriores, en las que se describe principalmente las acoplaciones que tienen los orbitales al momento de interactuar con otros átomos, los orbitales s, px, py y pz entre otros factores. Ahora bien, el problema es como reconocer este tipo de organización en una molécula y los tipos de hibridación que presenta por lo que Wade 2017 en su libro de texto enumera tres reglas generales:
- Tanto los electrones de enlace sigma como los pares de electrones no enlazados pueden ocupar orbitales híbridos. El número de orbitales híbridos de un átomo se calcula sumando el número de enlaces sigma y le número de pares de electrones no enlazados en ese átomo.
- Utilice la hibridación y la geometría para obtener la separación más amplia posible del número calculado de enlaces y pares de electrones no enlazados (véase arriba).
- Si dos o tres pares de electrones forman un enlace múltiple entre dos átomos, el primer enlace es un enlace sigma formado por un orbital híbrido. El segundo es de tipo pi, el cual consiste en dos lóbulos que se ubican arriba y abajo del enlace sigma formado por dos orbitales p no hibridados. El tercer enlace de un enlace triple es otro enlace pi, perpendicular al primer enlace pi. (p35-36)
Respecto a la tercera regla, el autor cuando se refiere a que los orbitales p no están híbridos es porque nunca interactúan entre sí, si no es que estos forman en enlace debido a la densidad electrónica y a la cercanía que se tiene, debido a que la energía es débil en enlace se debe formar mediante dos conexiones, es decir que cada conexión tiene una mitad del enlace pi.
ORBITAL sp
Cuando un átomo se ve en la necesidad de hibridar al momento de enlazarse con otro átomo, pueden suceder distintos Orbitales híbridos. Cuando se combina un orbital s y p del mismo átomo surge el orbital híbrido sp, en el cual su densidad electrónica se concentra en un lado del átomo. Un par de orbitales híbridos sp direccionales que apuntan en sentido contrario, dan un ángulo de enlace de 180°.
ORBITAL sp2
Cuando un orbital s se combina con dos orbitales p, los tres orbitales híbridos resultantes se orientan en ángulos de 120° entre sí, a lo cual se le conoce como geometría trigonal.
ORBITAL sp3
La combinación de un orbital s con 3 orbitales p se conoce como orbitales híbridos sp3, con su capacidad de formar cuatro enlaces están orientados de tal manera que estén lo más alejados posible formando un tetraedro regular con ángulos de enlace de 109.05° (tetraédrico), tal forma se encuentra tanto en el eje pz como en py y pz.
Orbital d
Para el orbital d, se le pueden encontrar las siguientes características:
- Se encuentra en distintas formas lobulares
- Se presentan con líneas difusas
- Se pueden encontrar hasta 10 electrones
- Corresponde al número cuántico 1=2
ORBITAL f
Este orbital tiene forma multilobular. El valor de su número cuántico secundario es l = 3. Existen siete tipos de orbitales f, por lo que tiene 14 electrones. También se caracterizan por ser orbitales más complejos que los orbitales d.
Orbital p
Para el orbital p, se le pueden encontrar las siguientes características:
- La forma en la que se encuentra es la de dos esferas aplanadas
- Posee líneas intensas
- Los números cuánticos son 1=1, m= -1, 0, 1
- Se pueden encontrar hasta seis electrones
Orbital S
El orbital s se encuentra con las siguientes características:
- Tiene líneas definidas
- Se encuentra con una forma de esfera
- Cuando se menciona los números cuánticos, el valor de n puede cambiar pero 1 = m = 0
- En este orbital solo puede haber un máximo de 2 electrones
