Introducción a los Modelos Básicos de la Química

Presentación del tema: "Introducción a los Modelos Básicos de la Química"— Transcripción de la presentación:

1 Introducción a los Modelos Básicos de la Química
Universidad Austral de Chile Facultad de Ciencias Instituto de Química Introducción a los Modelos Básicos de la Química Profesor: Gabriel Vallejos C. EVALUACIÓN 5.1. Tres Pruebas Escritas de desarrollo con una ponderación de 25% c/u. Promedio de prácticos 25%. 5.2. Una Prueba Sustitutiva. Esta Prueba sólo podrán rendirla aquellos alumnos que por motivos debidamente justificados, no pudieron rendir alguna de las tres anteriores (Art.21 Reglamento Académico Estudiantil de Pre-Grado, ). 5.3. El Examen Final es rendido por todo alumno cuyo promedio de presentación sea inferior a 5.0 y superior a 3.5. Calificación Final = Nota de presentación * 0,70 + Nota del examen * 0,30

2 Referencias Química General Chang, R. Química; McGraw-Hill: México, 2002. Petrucci, R.H.; Harwood, W. S.; Herring, F.G. Química General; Pearson Educación, S.A.: Madrid, 2003. Brown, T.L.; LeMay, H.E.; Bursten, B.E.; Burdge, J.R. Química, la Ciencia Central; Pearson Educación, S.A.: México, 2004. Química Orgánica Carey, F.A. Química Orgánica; McGraw-Hill: México, 2006. Pine, S.H.; Hendrickson, J.B.; Cram, D.J.; Hammond, G.S. Química Orgánica; McGraw-Hill: México, 1988. Solomons, T.W.G. Química Orgánica; Limusa Wiley: México, 2000.

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5 Átomos electrones y orbitales
Número atómico Z = Nº protones 1887: e-  Partículas 1924: e-  Luís de Broglie Comportamiento de onda 1926: Erwin Schrödinger Mecánica de ondas Electrónes Funciones de onda  (psi) = Orbitales

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15 Ejemplo… Orbitales s  Forma esférica Config. Electrón. Hidrógeno: s1 Propiedad de espín de los e- (+ ½ ; - ½) Principio de exclusión de Pauli Orbital  2 e- con espines desapareados Principio de exclusión de Pauli Regla de Hund Ej. Microbus

16 Electrones de Valencia
Electrones externos de un átomo Implicados en enlaces Implicados en Reacciones Ejercicio: ¿Cuántos e- s tiene el carbono? ¿Cuántos son e- s de valencia? ¿Qué elementos de la tercera fila tienen el mismo número de e- s de valencia que el carbono? Tarea: ¿Cuál es la teoría de orbitales moleculares?

17 Estructura Tetraédrica Ángulos de enlace = 109.5°
Estructura del Metano Estructura Tetraédrica Ángulos de enlace = 109.5° Distancias de enlace = 110 pm Pero la estructura es inconsistente con la configuración electrónica del Carbono

18 Configuración Electrónica del Carbono
2p Sólo tiene dos electrones desaparedos 2s

19 Orbitales híbridos sp3 2p 1º Se promueve un e- desde el orbital 2s al orbital 2p 2s

20 Orbitales híbridos sp3 2p 2p 2s 2s

21 Orbitales híbridos sp3 2p
Mezcla de orbitales (hibridización) del orbital 2s con los tres orbitales 2p 2s

22 Orbitales híbridos sp3 2p 2 sp3 2s
4 Orbitales equivalentes medio llenos es consistente con los cuatro enlaces del carbono y con la geometría tetraédrica del metano 2s

23 Forma de los orbitales p s

24 Propiedades nodales de los orbitales
+ – + s

25 Se toma el orbital s y se coloca en el lugar del orbital p
+ – Se toma el orbital s y se coloca en el lugar del orbital p + s

26 Forma de los orbitales híbridos sp3
+ s + p + – – Orbital Hibrido Sp3 +

27 El enlace s C—H en el Metano
El traslapamiento de un orbital semilleno1s de un hidrógeno con un orbital semilleno hibrido sp3 del carbono genera un enlace  C-H + – + sp3 s H C + – H—C s H C

28 Justification for Orbital Hybridization
consistent with structure of methane allows for formation of 4 bonds rather than 2 bonds involving sp3 hybrid orbitals are stronger than those involving s-s overlap or p-p overlap

29 sp3 Hybridization and Bonding in Ethane

30 Geometría tetraédrica en cada carbono C—H distancia de enlace = 110 pm
Estructura del etano C2H6 CH3CH3 Geometría tetraédrica en cada carbono C—H distancia de enlace = 110 pm C—C distancia de enlace = 153 pm

31 El enlace  C—C en Etano Traslapamiento de un orbital hibrido sp3 semilleno de un carbono con un orbital hibrido sp3 semilleno de otro átomo de carbono . El traslapamiento es a lo largo de un eje internuclear dando un enlace s.

32 El enlace  C—C en Etano Traslapamiento de un orbital hibrido sp3 semilleno de un carbono con un orbital hibrido sp3 semilleno de otro átomo de carbono . El traslapamiento es a lo largo de un eje internuclear dando un enlace s.

33 sp2 Hybridization and Bonding in Ethylene

34 Estructura del etileno
C2H4 H2C=CH2 Planar Ángulo de enlace: cerca de 120° Distancia de enlace: C—H = 110 pm C=C = 134 pm

35 Orbitales híbridos sp2 2p 2s 1º Se promueve un e- desde el
orbital 2s al orbital 2p 2s

36 Orbitales híbridos sp2 2p 2p 2s 2s

37 Orbitales híbridos sp2 2p Mix together (hybridize) the 2s orbital and two of the three 2p orbitals 2s

38 sp2 Orbital Hybridization
3 equivalent half-filled sp2 hybrid orbitals plus 1 p orbital left unhybridized 2s

39 sp2 Orbital Hybridization
2 of the 3 sp2 orbitals are involved in s bonds to hydrogens; the other is involved in a s bond to carbon 2 sp2

40 sp2 Orbital Hybridization

41 p Bonding in Ethylene p 2 sp2
the unhybridized p orbital of carbon is involved in p bonding to the other carbon p 2 sp2

42 p Bonding in Ethylene p 2 sp2
each carbon has an unhybridized 2p orbital axis of orbital is perpendicular to the plane of the s bonds

43 p Bonding in Ethylene p 2 sp2
side-by-side overlap of half-filled p orbitals gives a p bond double bond in ethylene has a s component and a p component

44 sp Hybridization and Bonding in Acetylene

45 Structure of Acetylene
C2H2 HC CH linear bond angles: 180° bond distances: C—H = 106 pm CC = 120 pm

46 sp Orbital Hybridization
Promote an electron from the 2s to the 2p orbital 2s

47 sp Orbital Hybridization

48 sp Orbital Hybridization
Mix together (hybridize) the 2s orbital and one of the three 2p orbitals 2s

49 sp Orbital Hybridization
2 equivalent half-filled sp hybrid orbitals plus 2 p orbitals left unhybridized 2s

50 sp Orbital Hybridization
1 of the 2 sp orbitals is involved in a s bond to hydrogen; the other is involved in a s bond to carbon 2 sp

51 sp Orbital Hybridization

52 p Bonding in Acetylene 2 p 2 sp
the unhybridized p orbitals of carbon are involved in separate p bonds to the other carbon 2 p 2 sp

53 p Bonding in Acetylene 2 p 2 sp
one p bond involves one of the p orbitals on each carbon there is a second p bond perpendicular to this one

54 p Bonding in Acetylene 2 p 2 sp

55 p Bonding in Acetylene 2 p 2 sp

56 1.19 Which Theory of Chemical Bonding is Best?

57 Three Models Lewis most familiar—easiest to apply Valence-Bond (Orbital Hybridization) provides more insight than Lewis model ability to connect structure and reactivity to hybridization develops with practice Molecular Orbital potentially the most powerful method but is the most abstract requires the most experience to use effectively

58 CH2=CH-CCH Ejercicio:
El hidrocarburo mostrado, llamado vinilacetileno se usa en la Síntesis de neopreno, un hule sintético. Identifique el traslape de orbitales en el enlace indicado. ¿Cuántos enlaces  hay en el vinilacetileno? ¿Cuántos enlaces ? CH2=CH-CCH

59  + H F H F + - Enlaces covalentes polares y electronegatividad
Distribución de e- s polarizada Ejemplo +  + - H F H F

60 + - H-F POLAR Ejemplo: F-F H-H No es Polar No es Polar
+ - F-F H-H H-F No es Polar No es Polar POLAR En general, cuanto mayor es la ≠ de electronegatividad entre dos elementos es más polar un enlace.

61 Algunas electronegatividades:
H 2,1 C 2,5 N 3,0 O 3,5 Si 1,8 S 2,5 Ejercicio: ¿En cuál de los compuestos CH4, NH3, H2O, SiH4 o H2S es Mayor el  para el hidrógeno? ¿En cuál el hidrógeno lleva Carga parcial negativa?

62 La polaridad de una molécula se puede apreciar por su
“momento dipolar”  = e * d Carga del electrón = 4,80*10-10 unidades electrostáticas (ues) d promedio de una molécula = 1*10-8 cm 1 Debye (D) = 1*10-18 ues * cm H-F = 1,7 *10-18 ues * cm = 1,7 D Las clases de Rx que experimenta una molécula con Frecuencia pueden relacionarse con el tamaño y dirección de los dipolos de los enlaces

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