Estructura de la Materia Décimo quinta sesión Estructura Molecular

Propiedades de enlace Longitud (o distancia) de enlace. Energía de enlace. Orden de enlace. Geometría Propiedades eléctricas (Momento Dipolar). 2

Propiedades de enlace (2) Propiedades magnéticas. Propiedades ópticas. Propiedades espectroscópicas. 3

Longitud de enlace Es la distancia entre dos núcleos en un enlace químico 4

Energía de enlace E H H r0 E E H2 5

Orden de enlace Número de ligaduras en un enlace químico. H-H O=O NN 6

Geometría Posición relativa de los átomos en el espacio. 7

Momento Dipolar La polaridad de una molécula se indica a través de su momento dipolar, que mide la separación de cargas en la molécula. 8

Propiedades Magnéticas Diamagnetismo. Las moléculas son repelidas por un campo magnético. Paramagnetismo. Las moléculas son atraídas por un campo magnético. 9

Propiedades ópticas Color. 10

Propiedades espectroscópicas Espectros electrónicos moleculares 11

Teorías de enlace 12

Enlace por pares de electrones El Modelo de Lewis Enlace por pares de electrones 13

El Modelo de Lewis (2) Cuando los átomos se combinan para dar moléculas, lo hacen de tal forma que llenan sus orbitales de valencia. Los electrones adquieren una configuración estable que corresponde a la de un gas noble. 14

El Modelo de Lewis (3) Para los elementos en el segundo período este arreglo se conoce como Regla del Octeto. Para el Hidrógeno (primer período) la configuración estable es la del Helio (un par de electrones). 15

El Modelo de Lewis (4) Para los elementos en el tercer período o mayor, el número de electrones que se pueden acomodar en los orbitales de valencia puede ser mayor a 8. 16

El Modelo de Lewis (5) Se elige el átomo central (generalmente es el más electronegativo y nunca el Hidrógeno). Se cuentan los electrones de valencia de todos los átomos participantes. 17

El Modelo de Lewis (6) Se forman enlaces por pares de electrones entre el átomo central y los periféricos. Los electrones restantes se sitúan como pares solitarios para completar los octetos. 18

Metano (CH4) El C es el átomo central. Electrones de valencia: C – 4, H – 1 cada uno. 4 + 4 (1) =8  4 pares 19

Tetracloruro de carbono CCl4 El C es el átomo central. Electrones de valencia: C – 4, Cl – 7 cada uno. 4 + 4 (7) =32  16 pares 20

Amoníaco (NH3) El N es el átomo central. Electrones de valencia: N – 5, H – 1 cada uno 5 + 3(1) = 8 (4 pares) 21

Bióxido de Carbono (CO2) 22

Diatómicas Homonucleares ¿Orden de enlace? 23

Diatómicas Heteronucleares 24

Etano C2H6 25

Pentacloruro de Fósforo (PCl5) 26

El Modelo de Lewis (7) No predice longitudes de enlace. No da energías de enlace. Si da órdenes de unión de algunos compuestos de algunos elementos de los primeros dos períodos. 27

Tipos de enlace químico 28

Enlace covalente Compartición de pares de electrones. 29

Enlace covalente (2) Compuestos orgánicos. 30

¿100% covalente? Moléculas diatómicas homonucleares 31

Enlace iónico 32

Enlace iónico (2) 33

¿100% iónico? No hay compuestos 100% iónicos. Se analiza la diferencia de electronegatividades. Si la diferencia es pequeña  covalencia. Si la diferencia es grande  enlace iónico. 34

Porcentaje de carácter iónico Linus Pauling. 35

Porcentaje de carácter iónico (2) 36

Porcentaje de carácter iónico (3) 37

Enlace covalente polar La electronegatividad es la responsable de la polarización de los enlaces. 38

Enlace covalente polar (2) 39

Sus valores de electronegatividad son… Dos átomos están suficientemente cercanos como para que sus orbitales se mezclen Sus valores de electronegatividad son… similares muy diferentes Enlace iónico Metales No metales Enlace metálico Enlace covalente Muy cercanos Diferentes Enlace covalente no polar Enlace covalente polar 40

Anton Eduard van Arkel -en la fotografía- (1893-1976) y J. A. A Anton Eduard van Arkel -en la fotografía- (1893-1976) y J.A.A. Ketelaar en los años 40: 41

Triángulo de Van Arkel-Ketelaar 42

Michael Laing. En 1993. 43

Tetraedro de Laing 44

Teorías de estructura y el tetraedro de Laing 45

Tarea 36 ¿Cuál de los siguientes enlaces será iónico? H - H O - Cl Na - F C – N Cs - F Zn – Cl

Tarea 37 Escriba las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas: HF CCl4 CO CO2

Tarea 38 Escriba las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas: NH4+ C2H6 C2H4 C2H2 HCl HCN

Teoría de Enlace (Unión) Valencia 49

Walter Heinrich Heitler (1904-1981) y Fritz London (1900-1954). En 1927: 50

Teoría de enlace valencia Teoría de unión valencia cuantitativa. Método aproximado para resolver la ecuación de Schrödinger. Ión molecular de Hidrógeno: H2+ 51

Teoría de enlace valencia (2) Teoría de unión valencia cuantitativa. Método aproximado para resolver la ecuación de Schrödinger. Ión molecular de Hidrógeno: H2+ H + H+  H2+ 52

Teoría de enlace valencia (3) rB A B RAB 53

Núcleos Fijos Max Born (1882-1970) y Julius Robert (1904-1966) Oppenheimer Aproximación de Born-Oppenheimer. 54

Teoría de enlace valencia (4) 55

Teoría de enlace valencia (5) Heitler y London proponen construir funciones de onda aproximadas que resuelvan la ecuación de Schrödinger para el H2+. Consideremos los dos estados: HA + HB+  1 HA+ + HB  2 56

Teoría de enlace valencia (6) Y proponemos a las funciones solución como combinaciones lineales de las funciones que describen los dos estados posibles. 57

Teoría de enlace valencia (7) La energía debe minimizarse: E H2+ HA HB+ HA+ HB 58