Transcript
NOMBRE DE LA PRACTICA 3
Conceptos del enlace covalente Práctica 2a. SEPARACIÓN DE MEZCLAS HOMOGÉNEAS POR CROMATOGRAFÍA EN CAPA FINA 1. RECOMENDACIONES PARA ANTES DE INICIAR LAS PRÁCTICAS 1. Investigar y Estudiar los conceptos de Teoria de Repulsión de Elecetrones de Capa de Valencia.(VSEPR) 2. Investigar y Estudiar los conceptos Teoria del Enlace Valencia (TEV) 3. Investigar y Estudiar los concepto de Teoria de orbital Molecular (TOM) o Combinación lneal de Orbitales Atómicos •
•
•
“Química” , CHANG (2002), (7va. Ed), Mc Graw Hill. Este libro se encuentra ggogle libros: The chemical bond Linus Pauling, (1960 ), 3ª edición, Cornell University press http://books.google.com.mx/books?id=L1K9HmKmUUC&printsec=frontcover&dq=he+chemical+bond &hl=es&sa=X&ei=2VUCU9rqI8ruyQGP64GoBw&ved=0CC4Q 6AEwAA#v=onepage&q=he%20chemical%20bond&f=false Molecules and The Chemical Bond Henry A Bent, (1911 ), North America & International http://books.google.com.mx/books?id=bIKG6BKmoQC&printsec=frontcover&dq=he+chemical+bond&hl=es&
sa=X&ei=2VUCU9rqI8ruyQGP64GoBw&ved=0CD0Q6AEwAg #v=onepage&q=he%20chemical%20bond&f=false Este libro se encuentre en google libros: Estructura Atómica y enlace químico Jaume Casabó i Gispert, (1996 ), Ed. Reverté, Ese encuentre en google libros: http://books.google.com.mx/books?id=7dirdTEC37IC&pg=P R7&dq=el+enlace+quimico&hl=es&sa=X&ei=klQCU9vJM8Od yQGs1YCoCg&ved=0CFUQuwUwBg#v=onepage&q=el%20en lace%20quimico&f=false Otros sitios de interes: • http://www.ch.ic.ac.uk/vchemlib/course/mo_theory/main.html • http://scarc.library.oregonstate.edu/coll/pauling/bond/people/h eitler.html • •
2. INTRODUCCIÓN Y ANTECEDENTES DE CONOCIMIENTO Teoría del enlace En química, la teoría del enlace de valencia (TEV) explica la naturaleza de un enlace químico en una molécula, en términos de las valencias atómicas. La teoría del enlace de valencia resume la regla que el átomo central en una molécula tiende a formar pares de electrones, en concordancia con restricciones geométricas, según está definido por la regla del octeto. La teoría del enlace de valencia está cercanamente relacionada con la teoría del orbital molecular. La teoría del enlace de valencia complementa a la teoría de orbitales moleculares. La teoría de orbitales moleculares puede predecir propiedades magnéticas. la teoría del enlace de valencia provee una descripción más fácil de visualizar de la reorganización de la carga electrónica que tiene lugar cuando se rompen y se forman enlaces durante el curso de una reacción química. En particular, la teoría del enlace de valencia predice correctamente la disociación de moléculas diatómicas homonucleares en átomos separados, mientras que la teoría de orbitales moleculares en su forma simple predice la disociación en una mezcla de átomos y iones. Un aspecto importante de la teoría del enlace de valencia es la condición de máximo traslape que conduce a la formación de los enlaces posibles más fuertes. Esta teoría se usa para explicar la formación de enlaces covalentes en muchas moléculas.
En química, la Teoría de los Orbitales Moleculares (TOM), es un método para determinar el enlace químico en la que los electrones no están asignados a enlaces individuales entre átomos, sino que se toman con un movimiento que está bajo la influencia de los núcleos de toda la molécula.1 En esta teoría, cada molécula tiene un grupo de orbitales moleculares, y se asume que la función de onda ψf del orbital molecular está escrita como una simple suma entre los n orbitales atómicos constituyentes χi, de acuerdo a la siguiente ecuación:1
Los coeficientes cij pueden ser determinados numéricamente por sustitución de esta ecuación por la de Schrödinger y la aplicación del principio variacional. Este método se llama combinación lineal de órbitas atómicas y se utiliza en la química computacional. Una transformación unitaria adicional puede ser aplicada en el sistema para acelerar la convergencia en algunos combinaciones computacionales. La teoría de los orbitales moleculares ha sido vista como competidor de la Teoría del Enlace de Valencia en los años 30', pero se descubrió después que los dos métodos están íntimamente relacionados y que cuando son extendidos son equivalentes. De acuerdo con la teoría de los orbitales moleculares, los enlaces covalentes de las moléculas se forman por solapamiento de orbitales atómicos, de manera que los nuevos orbitales moleculares pertenecen a la molécula entera y no a un solo átomo. Durante la formación de un enlace, los orbitales atómicos se acercan y comienzan a solaparse, liberando energía a medida que el electrón de cada átomo es atraído por la carga positiva del núcleo del otro átomo. Cuanto mayor sea el solapamiento, mayor será el desprendimiento de energía y, por lo tanto, menor será la energía del orbital molecular. Si el proceso de aproximación de los átomos continúa, los núcleos atómicos pueden llegar a repelerse mutuamente, lo que hace que la energía del sistema aumente. Esto significa que la máxima estabilidad (mínima energía) se alcanza cuando los núcleos se encuentran a una distancia determinada que se conoce como longitud de enlace.2 Según la Teoría de los Orbitales Moleculares, el número de orbitales moleculares es igual al número de orbitales atómicos que se solapan. El orbital molecular de menor energía se forma cuando se solapan dos orbitales atómicos que están en fase. Este orbital contiene a los dos electrones y mantiene a los dos átomos unidos, por lo que se denomina orbital molecular enlazante. Sin embargo, se forma otro orbital molecular, que posee una energía mayor que la suma de las energías de los dos orbitales atómicos separados. Este orbital molecular se denomina antienlazante y es destructivo, es decir, si los electrones se
encontraran en este orbital, los dos átomos se repelerían.3 El orbital antienlazante, corresponde en la teoría de Lewis al orbital ocupado por aquellos electrones que no se comparten (llamados "pares no enlazantes" en dicha teoría). Por ejemplo, en el caso de la molécula de oxígeno, existen dos pares enlazantes y seis pares no enlazantes. Los pares enlazantes ocupan los orbitales sigma gerade y pi ungerade (en el nivel 2 de energía), los cuales son orbitales enlazantes, y los pares no enlazantes ocupan los orbitales 2s (que no se comparten) y los orbitales pi gerade, dado que tienen menor energía (son más estables) que los sigma gerade. 3. MATERIAL REACTIVOS Y EQUIPO CANTIDAD 1 bolsa
MATERIAL Y EQUIPO REACTIVOS Globos de diferentes colores: Blanco=hidrogeno Negro=carbono Azul:nitrogeno Rojo:oxigeno Naranja, rosa, azul claro amarillo: Otros orbitales: Plumon permanente Rojo, negro y azul 1 cinta Masking tape c. s. : Cantidad Suficiente
CANTIDAD
4. PARTE EXPERIMENTAL 1. Inflar los globos casi del mismo tamaño y en forma de pera 2. Los globos blanco que representan a los hidrogenos no inflarlos mucho, dejarlos casi como esferas. 3. Ubicar los colores según el átomo 4. Realizar las uniones para los siguientes moléculas y representarlas en su libreta 5. Dibujar en su libreta los enlaces moleculares formados en cada caso. 6. Dibujar los digaramas de Roberts, dibujar el diagrama de TEV y TOM en cada caso. a) Metano CH4 b) Amoniaco NH3 c) Agua H2O
d) Etileno CH2CH2 e) Formaldehido CH2O f) Metilimina CH2NH g) Acetileno CHCH h) Nitrógeno N2 i) Oxigeno O2 j) ozono k) Isocianato l) Tiocianato m) Aleno n) Benceno o) Butadieno p) Hexatrieno