Hibridación y Geometría Molecular

República Bolivariana de Venezuela

Ministerio del Poder Popular Para la Defensa

Universidad Nacional Experimental

Politécnica De La Fuerza Armada

Barinas, Abril de 2013.

INTRODUCCION.

Sí hablamos de química orgánica hablamos de La diversidad de químicos orgánicos que tiene su origen en la versatilidad del átomo de carbono. Al entrar en detalle en nuestro trabajo llegamos a comprender y finalmente a entender lo maravilloso pero a la vez complejo de una ciencia cuyos compuestos orgánicos, a diferencia de los inorgánicos, siempre contienen en su composición al carbono. Precisamente, la Química Orgánica tiene por objetivo el estudio del carbono, su estructura, compuestos, transformaciones y aplicaciones.

Los logros de la Química Orgánica se utilizan ampliamente en la producción moderna, siendo fundamental su aporte en la economía nacional, ya que al realizar a gran escala los procesos de transformación, no solamente se obtienen sustancias naturales, sino también sustancias artificiales, por ejemplo, numerosas materias plásticas como caucho, pinturas, sustancias explosivas y productos medicinales todo esto gracias al estudio realizado desde sus inicios.

Es importante por que determina muchas de las propiedades de las moléculas, como son la reactividad, polaridad, fase, color, magnetismo, actividad farmacológica, toxicologica, biológica, etc.

Las geometrías moleculares se determinan mejor a temperaturas próximas al cero absoluto porque a temperaturas más altas las moléculas presentarán un movimiento rotacional considerable. En el estado sólido la geometría molecular puede ser medida por Difracción de rayos X. Las geometrías se pueden calcular por procedimientos mecánico cuánticos ab initio o por métodos semiempíricos de modelamiento molecular. Las moléculas grandes a menudo existen en múltiples conformaciones estables que difieren en su geometría molecular y están separadas por barreras altas en la superficie de energía potencial.

La posición de cada átomo se determina por la naturaleza de los enlaces químicos con los que se conecta a sus átomos vecinos. La geometría molecular puede describirse por las posiciones de estos átomos en el espacio, mencionando la longitud de enlace de dos átomos unidos, ángulo de enlace de tres átomos conectados y ángulo de torsión de tres enlaces consecutivos.

1.2 Hibridación y Geometría Molecular

• Estructura atómica y Configuración electrónica:

Desde hace muchísimo tiempo se ha intentado saber la estructura atómica. Desde Dalton, hasta Bohr, Rutherford y otros. Cada uno fue descubriendo algo importante. Actualmente hoy se acepta el modelo moderno atómico. El átomo constituye la unidad estructural de la materia. Básicamente está formado por un núcleo, donde se aloja casi la totalidad de la masa del átomo, y rodeándolo se hallan unas pequeñísimas partículas cargadas negativamente llamadas electrones. El núcleo a su vez está formado por dos partículas llamadas neutrones y protones. Los segundos cargados positivamente. Los electrones se disponen gira alrededor del núcleo e diferentes distancias. Al principio le llamaban orbitas pero hoy se consideran como orbitales. Estas son regiones del espacio tridimensionales donde hay una máxima probabilidad de hallar electrones. A su vez estos orbitales que tienen diferentes formas se disponen en distintos niveles de energía. Los números cuánticos explican de la mejor manera la situación de los electrones.

Existen básicamente 4 números cuánticos:

Número Cuántico Principal (N): Nos indica en qué nivel se encuentra un electrón en cuestión. Sus valores oscilan entre 1 y 7. Es decir, si un electrón está en el tercer nivel su número cuántico principal será 3.

Número Cuántico Azimutal (l): Es como el subnivel dentro del nivel. Sus valores se obtienen por la fórmula: l = N – 1. Los valores de l (ele), dependen de en qué nivel se encuentren los electrones. Cuando N = 1, haciendo la cuenta vemos que l = 0. Para N = 2, tenemos que l valdrá 0 y 1. Para N = 3, l valdrá 0, 1 y 2. Y así con los demás niveles de energía. Siempre tomara valores desde 0 hasta el número de nivel -1. Cada valor de l representa un tipo de orbital designado por una letra.

Por ejemplo:

l = 0 orbital s (1 orbital) l = 1 orbital p (3 orbitales) l = 2 orbital d (5 orbitales) l = 3 orbital f (7 orbitales) El número de electrones que entra en cada orbital es el siguiente: s = 2 electrones p = 6 electrones d = 10 electrones f = 14 electrones

Número cuántico magnético (ml): Este número, se encarga de diferenciar a aquellos orbitales que son de la misma forma y tienen el mismo nivel energético. Por ejemplo los orbitales p son 3, y están juntos. Si apuntan en direcciones distintas, pero no se diferencian en otra cosa. Se usa una disposición en cajas a veces para dibujarlos. Los p serían representados por 3 cajas, los d por 5 y así.

Orbitales p:

↑↓ ↑↓ ↑↓

Aquí se ve que en cada orbital puede haber como máximo 2 electrones. A este orbital se lo llama apareado. Al que tiene un solo electrón, desapareado y al que no tiene ninguno, vacío. Para saber que orbital ocupa un electrón se le asigna un número a cada uno. Es correcto decir que cuando hay más de un orbital del mismo tipo como en este caso, primero los electrones ocupan los orbitales de a uno. De izquierda a derecha. Luego recién empiezan a llenar cada orbital en el mismo sentido, es decir, a aparearse.

En el caso expuesto, si nuestro electrón ocuparía el orbital del medio el número asignado por el número cuántico magnético es 0. Si ocupa el orbital de la derecha es +1 y si ocupa el de la izquierda es -1. De la misma manera si tuviéramos a los orbitales d, que son 5, tendríamos los valores -2,-1,0,+1,y +2 respectivamente. Para esto está el número cuántico magnético, para diferenciar orbitales que tengan la misma forma y el mismo nivel energético.

Número Cuántico Spin (ms):

Este número, diferencia a dos electrones que estén ocupando el mismo orbital. Es decir, que tengan los 3 primeros números cuánticos iguales. Estarían ocupando el mismo nivel, el mismo tipo de orbital y el mismo orbital. Sin embargo, cuando 2 electrones ocupan un mismo orbital, giran sobre sí mismos en sentidos contrarios. Uno a la derecha y otro hacia la izquierda. Este movimiento los diferencia. Se cree que esto genera campos magnéticos para mantenerlos estables en el orbital. Este número cuántico le asigna dos números +1/2 y -1/2 a ambos electrones para diferenciarlos.

Por lo visto hasta aquí se deduce que nunca 2 electrones pueden tener sus 4 números cuánticos iguales.

Configuración electrónica:

La configuración electrónica es una manera de ordenar y colocar los electrones de un determinado elemento de acuerdo al orden en que van ocupando los distintos orbitales.

Número atómico (Z): Es el número que nos permite saber cuántos electrones o protones existen en un átomo. Por ej: el Sodio tiene Z = 11. Entonces tiene 11 electrones y 11 protones.

Sabiendo el Z de un elemento y sabiendo manejar el diagrama expuesto a continuación, es sencillo armar una configuración electrónica.

1 S2 2 S2 2 p6 3 S2 3 p6 3 d10 4 S2 4 p6 4 d10 4 f14 5 S2 5 p6 5 d10 5 f14 6 S2 6 p6 6 d10 7 S2 7 p6

La secuencia de llenado es como indican las fleches. El número de nivel está indicado al principio. El tipo de orbital lo representa la letra y la cantidad máxima de electrones que puede entrar en cada orbital esta dado por el número que aparece como exponente en la parte superior. El primer orbital que se completa es el s del nivel 1, luego le sigue el s del nivel 2, luego el p del nivel 2, el s del nivel 3 y así sucesivamente. Para muchos que no saben profundamente el tema suele aparecer una contradicción. Después del orbital 3p seguiría el 3d. Esto no es así, ya que el orbital 4s tiene menor energía que el 3d por lo tanto tiene que ser llenado con electrones antes. En este diagrama no hay forma de perderse. Veamos algunos ejemplos.

Sodio (Na): Z=11. La configuración más común es la horizontal. 1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s1 Llegamos a 11 electrones. Por lo tanto no es necesario que el orbital 3s tenga 2 electrones. No tenemos que confundir con el máximo de electrones que cada orbital puede contener con la cantidad que necesitamos para ese orbital. Cloro (Cl):

Z=17 1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 3p5 Calcio (Ca): Z=20 1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 3p6 – 4s2

Es interesante ver que con esta información, nosotros podríamos determinar el período y el número de grupo de cada elemento si no tuviéramos en la mano la tabla periódica de los elementos químicos. Si vemos la configuración del cloro, vemos que el llenado de electrones llega hasta el nivel 3. Por lo tanto deducimos que este elemento pertenece al nivel o período 3. Por otra parte, la suma de los electrones del último período vemos que da 7. De sumar 2 electrones del 3s con 5 del 3p. El Cloro efectivamente pertenece al grupo VII de la tabla periódica de los elementos. El mismo análisis podemos hacerle al Sodio y al Calcio y llegaremos a saber su período y su número de grupo.

Número másico (A): Ya vimos el concepto de Z. ahora daremos el de masa atómica. Es el número que resulta

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