QUÍMICA. QUÍMICA 5. ENLACE QUÍMICO. CINÉTICA QUÍMICA 5.1 Tipos de enlace; enlace iónico 5.2 Enlace covalente, fuerza y polaridad, regla del octeto, estructuras.

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1 QUÍMICA

2 QUÍMICA 5. ENLACE QUÍMICO. CINÉTICA QUÍMICA 5.1 Tipos de enlace; enlace iónico 5.2 Enlace covalente, fuerza y polaridad, regla del octeto, estructuras de Lewis. 5.3 Geometría molecular. 5.4 Ley de velocidad de reacción. 5.5 Orden de reacción. 5.6 Teoría de activación. 5.7 Factores que controlan la velocidad de reacción. 5.8 Mecanismo de reacción.

3 Conceptos básicos Enlace químico: unión fuerte entre átomos. Iónicos Iónicos Tipos de enlace Covalentes Metálicos Metálicos Iónico: dado por fuerzas electrostáticas entre iones de carga opuesta. Covalente: resultado de compartir electrones (orbitales) entre dos átomos. Metálico: cada átomo está unido a varios átomos vecinos. Los electrones de enlace tienen libertad de movimiento dentro de la estructura.

4 Estructuras atómicas de Lewis Símbolos de Lewis: Considera los electrones de valencia a aquellos que participan en el enlace químico. Se representan por puntos alrededor del símbolo del elemento: Azufre S: [6 e valencia] ·S· Cada uno de los cuatro lados puede contener hasta dos puntos (electrones). La colocación de un par de electrones a un lado u otro es arbitraria. ¨ ¨

5 Estructuras atómicas de Lewis Regla del octeto: los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados por ocho electrones de valencia. Obsérvese símbolo de Lewis del Ne. Hay muchas excepciones de esta regla.

6 Enlaces iónicos Na(s) + ½Cl 2 (s) NaCl(s) -411 kJ El cloruro de sodio formado se compone de cationes Na + y aniones Cl -, dispuestos en red tridimensional regular. Cada uno logra un octeto de electrones en su última capa: Na· + ·Cl: Na + + [:Cl:] - Na· + ·Cl: Na + + [:Cl:] - Plantear las configuraciones electrónicas antes y después de la reacción ¨ ¨¨ ¨

7 Enlaces iónicos Propiedades características de las sustancias iónicas:. Quebradizas. Punto de fusión elevado. Cristalinas (por lo general). Los cristales pueden hendirse (romperse a lo largo de superficies planas y lisas)

8 Enlaces covalentes Enlace covalente: se forma al compartir un par de electrones entre dos átomos. Ejemplo más sencillo: molécula de hidrógeno. Para que se forme la molécula de H f atracción > f repulsión Se comparte el par de electrones y esto los mantiene unidos. H· + ·H : H· + ·H : HH

9 Enlaces covalentes Los electrones compartidos se representan por una línea. Obsérvese que en muchos casos el número de enlaces es igual a lo que resta para lograr el octeto Obsérvese que en muchos casos el número de enlaces es igual a lo que resta para lograr el octeto

10 Electronegatividad Electronegatividad: capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia sí. La diferencia de elctronegatividades de átomos enlazados estima la polaridad del enlace La diferencia de elctronegatividades de átomos enlazados estima la polaridad del enlace

11 Polaridad Compuesto F 2 HF LiF Compuesto F 2 HF LiF Δ Electronegativ. 4.0 - 4.0 = 0 4.0 -2.1 = 1.9 4.0 -1.0 = 3.0 Δ Electronegativ. 4.0 - 4.0 = 0 4.0 -2.1 = 1.9 4.0 -1.0 = 3.0 Tipo de enlace: Covalente Covalente Iónico Tipo de enlace: Covalente Covalente Iónico no polar polar no polar polar > dens. electrónica: carga parcial negativa ∂ - > dens. electrónica: carga parcial negativa ∂ - < dens. electrónica: carga parcial positiva ∂ + ∂ + ∂ - < dens. electrónica: carga parcial positiva ∂ + ∂ + ∂ - H - F H - F

12 Momentos dipolares Las moléculas polares se alinean una respecto a otra. También interactúan con los iones. Las moléculas polares se alinean una respecto a otra. También interactúan con los iones. MOMENTO DIPOLAR (μ) : medida cuantitativa de un dipolo (conjunto de dos cargas opuestas): μ = Q r μ = Q r

13 Geometrías moleculares. Las estructuras de Lewis no brindan información sobre la forma tridimensional de las moléculas. Las estructuras de Lewis no brindan información sobre la forma tridimensional de las moléculas. La forma tridimensional de las moléculas está determinada por la longitud (de enlaces) y sus ángulos de enlace. 1er grupo de estudio: Moléculas AB n

14 Geometrías moleculares. Moléculas del tipo AB 2 AB 3 AB 4 AB 5 y AB 6

15 Geometrías moleculares. Modelo de Repulsión de los Pares Electrónicos de la Capa de Valencia (RPECV) “Dominio de electrones” : región ocupada por electrones. Pueden ser de enlace o no. El mejor acomodo de un número dado de dominios de electrones es el que minimiza las repulsiones entre ellos Obsérvese la igualdad de estas figuras con las inmediatas anteriores Obsérvese la igualdad de estas figuras con las inmediatas anteriores

16 Geometrías moleculares. Modelo RPECV La molécula de amoníaco tiene 4 dominios de electrones, uno de ellos: par de electrones no enlazantes. La forma molecular describe la disposición de los átomos, por lo que la estructura molecular del amoníaco es pirámide trigonal.

17 Geometrías moleculares. Modelo RPECV

18 Geometrías moleculares. Moléculas grandes

19 Geometrías moleculares. Forma y polaridad de las moléculas Para moléculas con más de 2 átomos el momento dipolar depende tanto de las polaridades de los enlaces individuales como de la geometría de la molécula; resulta una suma vectorial de los momentos dipolares individuales. Para moléculas con más de 2 átomos el momento dipolar depende tanto de las polaridades de los enlaces individuales como de la geometría de la molécula; resulta una suma vectorial de los momentos dipolares individuales.

20 Geometrías moleculares. Forma y polaridad de las moléculas