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Unión química I Química General e Inorgánica Clase del 16 de marzo de 2005 Dr. Pablo Evelson.

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Presentación del tema: "Unión química I Química General e Inorgánica Clase del 16 de marzo de 2005 Dr. Pablo Evelson."— Transcripción de la presentación:

1 Unión química I Química General e Inorgánica Clase del 16 de marzo de 2005 Dr. Pablo Evelson

2 Enlace químico Fuerza de interacción que mantiene ligados a los átomos en las moléculas.

3 Tipos de enlace químico Enlace iónico: Resulta de las interacciones electrostáticas entre iones. Hay una transferencia de electrones de un átomo a otro. Enlace covalente: Resulta de compartir un par de electrones. Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten electrones tratando de alcanzar el mismo número de electrones que los gases nobles más cercanos a ellos en la tabla periódica (regla del octeto).

4 El tipo de enlace estará dado en relación a la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el compuesto.

5 Fuerza de atracción relativa de cada átomo El átomo B tiene los electrones más cerca

6 Electronegatividad

7 Tipos de enlaces químicos en relación a la diferencia de electronegatividades

8 Diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman la unión Tipo de unión Carácter covalente Carácter iónico CovalenteCovalente polarIónico Ninguna Intermedia Alta Aumenta

9 Polaridad de los enlaces

10 Enlace covalente

11 + + Repulsión Atracción Núcleo Electrón

12 Cambio en la energía potencial de dos átomos de H Energía Potencial Distancia de separación 0,74 Ǻ, -436 kJ/mol

13 Teorías que explican la formación del enlace covalente Teoría de repulsión de pares electrónicos del nivel de valencia (TREPEV) Teoría del enlace de valencia (TEV) Teoría de los orbitales moleculares (TOM)

14 Teoría de repulsión de pares electrónicos del nivel de valencia (TREPEV) Nos permite comprender y predecir la disposición espacial de los átomos. NO explicacómo se produce el enlace dónde se produce cuál es la influencia de de los pares de electrones no compartidos

15 Molécula Estructura Número de regiones de Lewis de elevada densidad electrónica CH 4 4 NH 3 4 H N H H H C H H H

16 Cl Be Cl Cloruro de berilio, BeCl 2

17 Geometría lineal

18 Trifluoruro de boro, BF 3

19 Geometría plana trigonal

20 Ion carbonato, CO 3 2-

21 H C H H H Metano, CH 4

22 Geometría tetraédrica

23 Pentacloruro de fósforo, PCl 5

24 Geometría trigonal bipiramidal

25 Hexafluoruro de azufre, SF 6

26 Geometría octaédrica

27 Par solitario Par enlazante Influencia de los pares solitarios

28 S OO Dióxido de azufre, SO 2

29 .. CH 4 Tetraédrica 109,5° NH 3 Pirámide trigonal 107° H 2 O Angular 104,5° Influencia de los pares solitarios

30 Trifluoruro de nitrógeno, NF 3

31 H O H Agua, H 2 O

32 NH 3 N H N H H : Estructura de Lewis Geometría electrónica Geometría molecular

33 Momento dipolar Medida de la polaridad Producto de la carga (Q) por la distancia (r) = Q r Expresado en Debye (D) 1 D = 3,33 x Cm = 0 para un molécula no polar

34

35 Momento dipolar

36 Atkins P.W, Jones L. Química. 3 ra edición. Ed Omega Capítulos 7 a 10. Chang R. Química. Ed. MacGraw Hill Capítulos 9 y 10. Consultas: (Pablo Evelson) Bibliografía


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