Décimo cuarta sesión Estructura Molecular.

Presentación del tema: "Décimo cuarta sesión Estructura Molecular."— Transcripción de la presentación:

1 Décimo cuarta sesión Estructura Molecular

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

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

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

5 Energía de enlace E H H r0 E E H2 5

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

7 Geometría Posición relativa de los átomos en el espacio. 7

8 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

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

10 Propiedades ópticas Color. 10

11 Propiedades espectroscópicas
Espectros moleculares 11

12 Propiedades Termodinámicas
Hf Gf 12

13 Teorías de enlace 13

14 Enlace por pares de electrones
El Modelo de Lewis Enlace por pares de electrones 14

15 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. 15

16 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). 16

17 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. 17

18 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. 18

19 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. 19

20 Metano (CH4) El C es el átomo central.
Electrones de valencia: C – 4, H – 1 cada uno. 4 + 4 (1) =8  4 pares 20

21 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 21

22 Amoníaco (NH3) El N es el átomo central.
Electrones de valencia: N – 5, H – 1 cada uno 5 + 3(1) = 8 (4 pares) 22

23 Bióxido de Carbono (CO2)
23

24 Diatómicas Homonucleares
¿Orden de enlace? 24

25 Diatómicas Heteronucleares
25

26 Etano C2H6 26

27 Pentacloruro de Fósforo (PCl5)
27

28 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. 28

29 Tipos de enlace químico
29

30 Enlace covalente Compartición de pares de electrones. 30

31 Enlace covalente (2) Compuestos orgánicos. 31

32 ¿100% covalente? Moléculas diatómicas homonucleares 32

33 Enlace iónico 33

34 Enlace iónico (2) 34

35 ¿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. 35

36 Porcentaje de carácter iónico
Linus Pauling. 36

37 Porcentaje de carácter iónico (2)
37

38 Porcentaje de carácter iónico (3)
38

39 Enlace covalente polar
La electronegatividad es la responsable de la polarización de los enlaces. 39

40 Enlace covalente polar (2)
40

41 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 41