QUIMICA_3_CURSO-Orbitales_moleculares_Tercer_Curso-_Plan_Comun

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Ciencias Básicas y sus Tecnologías 
Química 
 
CURSO: Tercer Curso Bachillerato Científico 
 Segundo Curso Bachillerato Técnico 
CAPACIDAD: Resuelve problemas referidos a hibridación de orbitales 
TEMA: Orbitales moleculares. 
INDICADORES: 
- Caracteriza los tipos orbitales moleculares en compuestos orgánicos. 
- Identifica las características de los tipos de enlaces moleculares. 
- Clasifica los tipos de enlaces moleculares en compuestos orgánicos. 
- Diferencia las características de los tipos de enlaces en compuestos orgánicos. 
- Predice la geometría molecular de los compuestos. 
- Diferencia enlaces sigma y enlaces pi 
PUNTAJE: 6 puntos. 
ACTIVIDADES 
¡Hola! Hoy hablaremos sobre la formación de orbitales moleculares a partir de 
orbitales atómicos e híbridos y las cadenas carbónicas. A medida que avancemos, 
iremos conociendo más sobre este tema. ¿Comenzamos? 
Según la teoría del orbital molecular (OM), cuando los orbitales atómicos se enlazan, se 
solapan o se superponen dando lugar a una serie de orbitales extendidos a toda la 
molécula (orbitales moleculares). El proceso de solapamiento, por tanto, no solo afecta a la 
capa de valencia sino a todas las capas de los átomos enlazados. 
¿Que son los orbitales moleculares? 
Los orbitales moleculares son funciones matemáticas que definen el comportamiento 
ondulatorio de los electrones dentro de las moléculas, siempre desde el punto de vista de la 
química cuántica. Las funciones matemáticas se usan para hallar las propiedades 
fisicoquímicas, como la probabilidad de encontrar al electrón en un espacio determinado. 
¿De qué están formados los orbitales moleculares? 
Los orbitales moleculares, están formados generalmente por un conjunto lineal de orbitales 
atómicos en cada átomo de una molécula. 
Dependiendo de que el solapamiento o traslape se produzca frontal o lateralmente, se 
formarán orbitales moleculares de tipo sigma (σ) o pi (π). Cada pareja de orbitales 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
atómicos que se solapa forma una pareja de orbitales moleculares, uno enlazante y otro 
antienlazante, que pueden contener hasta dos electrones con espines opuestos. 
¿Cuáles son los tipos de orbitales? 
Los tipos de orbitales son: 
Orbitales σ enlazantes: son los orbitales atómicos s y p, que se combinan entre sí de todas 
las maneras posibles (s-s, p-p, s-p, p-s). Poseen enlaces sencillos, y una geometría cilíndrica 
en torno al eje del enlace. 
Orbitales π enlazantes: son aquellos que coordinan los orbitales atómicos p, 
perpendiculares al eje. Poseen electrones muy deslocalizados que interaccionan con gran 
facilidad. 
Orbitales σ* antienlazantes: son orbitales de mayor energía que en los orbitales enlazantes. 
Orbitales π* antienlazantes: son orbitales π de gran energía. 
¿Qué hace que un orbital sea 
enlazante o antienlazante? 
Cuando los orbitales atómicos se 
combinan en fase, se forman los 
orbitales moleculares enlazantes. Esto 
es porque las energías de los átomos 
son reducidas a través de la 
superposición de los orbitales 
atómicos. Como podemos ver en cada ejemplo de la 
figura 1, los orbitales moleculares se superponen para 
formar enlaces sigma. Es importante reconocer que, por 
cada enlace enlazante, siempre se forma un enlace 
antienlazante. Ahora, los electrones siempre prefieren 
ocupar el orbital enlazante ya que este tiene menos 
energía. En la figura 2 podemos ver que, cuando dos 
átomos de hidrógeno se combinan, ambos electrones 
ocupan el orbital enlazante (totalmente esférico) y no el 
orbital antienlazante que tiene más energía y un nudo 
donde la probabilidad de encontrar electrones es nula. 
 
¿Cómo se forman los ENLACES σ y ENLACES π? 
Comencemos con los enlaces sigma (σ) 
Los enlaces sigma se forman entre dos átomos de un compuesto covalente, debido a la 
superposición directa o frontal de los orbitales; es más fuerte y determina la geometría de la 
Fig. 1: 
Orbitalesatómicosde 
H
Orbitales molecularesde 
H2
� 1s
⇀
⇀
1s
1s
⇀ ⇀
� 1s*
Orbitalesatómicosde 
H
Fig. 2: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
molécula. Dos átomos enlazados comparten un par de electrones de enlace, aportando cada 
uno de ellos, un electrón al par electrónico del enlace. 
Fijémonos como se presentan estos enlaces: 
1. Enlace sigma s –s: cuando se recubren dos orbitales s. 
2. Enlace sigma s – sp
3
: cuando se superponen frontalmente un orbital s con un orbital sp
3
. 
3. Enlace sigma sp
3
 – sp
3
: cuando se superponen frontalmente dos orbitales sp
3
. 
4. Enlace sigma sp
3
 – sp
2
: cuando se superponen frontalmente un orbital sp
3
 con un orbital sp
2
. 
5. Enlace sigma sp
3
 – sp: cuando se superponen frontalmente un orbital sp
3
 con un orbital sp. 
6. Enlace sigma sp
2
 – sp
2
: cuando se superponen frontalmente un orbital sp
2 
 con un orbital sp
2
. 
7. Enlace sigma sp
2
 – sp: cuando se superponen frontalmente un orbital sp
2 
 con un orbital sp. 
8. Enlace sigma sp – sp: cuando se superponen frontalmente un orbital sp con un orbital sp. 
9. Enlace sigma s – p: cuando se superponen frontalmente un orbital p con un orbital s. 
10. Enlace sigma sp
3
 – p: cuando se superponen frontalmente un orbital p con un orbital sp
3
.
 
11. Enlace sigma sp
2
 – p: cuando se superponen frontalmente un orbital p con un orbital sp
2
.
 
12. Enlace sigma sp – p: cuando se superponen frontalmente un orbital p con un orbital sp.
 
Te muestro los enlaces sigma con un ejemplo: 
 
En el 2 –cloro – 1 – propanol se tienen los siguientes enlaces: 
s – sp3 = 7 
p – sp3 = 1 
sp3 – sp3 = 3 
 En total son 11 enlaces, todos son enlaces σ 
Es importante que tengas en cuenta que los orbitales híbridos sp3 se presentan tanto en el 
carbono, en el oxígeno del agua y en el nitrógeno del amoniaco y de las aminas. 
Continuemos con el enlace pi (π) 
Este enlace se forma debido a la superposición lateral o paralela de los orbitales p. Sus 
orbitales se encuentran en constante movimiento. 
En los compuestos con dobles enlaces como los alquenos, un enlace es sigma de tipo sp2 – 
sp2 y el otro es pi de tipo p – p. 
En los compuestos con triple enlace como en los alquinos, un enlace es sigma de tipo sp – sp 
y dos enlaces son pi de tipo p – p. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fuente: Chang, R.; Goldsby, K. (2013). 
 
Te muestro los enlaces pi con este ejemplo: 
 
En el compuesto se tienen los siguientes enlaces: 
s – sp = 1 
sp – sp = 1 
sp – sp2 = 1 
sp2 – sp2 = 1 
sp2 – sp3 = 1 
s – sp3 = 2 
s – sp2 = 2 
p – p = 3 
 
 
Debemos tener en cuenta estos puntos 
- En los átomos de oxígeno enlazados con un enlace doble como en C=O, la hibridación del 
átomo de O también es de tipo sp2 y en los compuestos como los nitrilos, el enlace C≡N es 
triple, por la que la hibridación del N es de tipo sp. 
- En los anillos aromáticos como el benceno, todos los carbonos tienen hibridación sp2, un 
enlace es sigma y el otro es pi 
 
 
 
 
 
s
s
s
s
s
sp3
sp2
sp2
spsp
 9 enlaces σ 
 3 enlaces π 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fijémonos en el análisis de enlaces en el benceno: 
 
s – sp2 = 6 
sp2 – sp2 = 6 
p – p = 3 
 Total = 15, de los cuales 12 son σ y 3 son π. 
 
Y si el análisis es en el 2-fluorpropanamida: 
s – sp3 = 6 
p – sp3 = 1 
sp3 – sp3 = 1 
sp3 – sp2 = 2 
sp2 – sp2 = 1 
 p – p = 1 
 Total = 12 enlaces 
 
Aplica lo que aprendiste realizando los ejercicios propuestos 
1- Completa correctamente las siguientes proposiciones 
a- Los orbitales moleculares son …………………………………………………………. 
b- Los orbitales σ enlazantes son…………………………………………………………. 
c- Los orbitales π enlazantes son ………………………………………………………… 
d- Los orbitales híbridos sp3 se presentan tanto en el carbono………………………… 
2- En cada uno de los siguientes compuestos indica la cantidad de enlaces que 
contiene y los tipos de enlaces 
a-b- 
 
 
 
c- 
 
 
11 enlaces σ 
1 enlace π 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
d- 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
e- 
 
 
 
 
 
 
Bibliografía 
 ALFONSO QUIÑONEZ, ELIZABETH MARIA. Química 8ª Edición. Asunción. Editorial 
Litocolor SRL. 2018. Editorial Litocolor SRL. 
 CHANG, R.; Goldsby, K. (2013). Química. México. Editorial: Mc Graw Hill Education. 11ª ed. 
 FELTRE, Ricardo. Fundamentos de Química: vol. 3. 6ª. Ed. São Paulo: Moderna, 2004. 
 GOIRIZ M., Cristina. QUÍMICA. Atlas Representaciones. Asunción. 2003. 
 
Podes consultar más en el link: 
https://es.khanacademy.org/science/chemistry/chemical-bonds/hybridization-and-hybrid-
orbitals-chemistry/v/sp3-hybrid-orbital-jay-final 
 
DOCENTES RESPONSABLE DEL CONTENIDO: Prof. Blanca N. Larroza 
 Dr. En Bioquímica Héctor Daniel Arazari 
Docentes Correctores: Lic. Angel Dario Cabrera Pereira 
 Ing. Laura Mendoza 
Revisor de estilo Lic. Fredy Gómez 
 Lic. Alma Iris Saldivar 
Coordinador y Edición Final de la disciplina: Prof. Clara Cristina Zarate Riveros 
Coordinador del Área: Lic. María Cristina Carmona Rojas