Química General e Inorgánica Clase del 16 de marzo de 2005 Dr

Presentación del tema: "Química General e Inorgánica Clase del 16 de marzo de 2005 Dr"— Transcripción de la presentación:

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

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 Covalente Covalente polar Iónico 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
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 explica cómo 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
Molécula Estructura Número de regiones de Lewis de elevada densidad electrónica H C H H CH4 4 H N H H · · NH3 4

16 Cloruro de berilio, BeCl2
· · Cl Be Cl Cloruro de berilio, BeCl2

17 Geometría lineal

18 Trifluoruro de boro, BF3

19 Geometría plana trigonal

20 Ion carbonato, CO32-

21 H C H H Metano, CH4

22 Geometría tetraédrica

23 Pentacloruro de fósforo, PCl5

24 Geometría trigonal bipiramidal

25 Hexafluoruro de azufre, SF6

26 Geometría octaédrica

27 Influencia de los pares solitarios
Par solitario Par enlazante Influencia de los pares solitarios

28 S O · · Dióxido de azufre, SO2

29 Influencia de los pares solitarios
.. CH4 Tetraédrica 109,5° NH3 Pirámide trigonal 107° H2O Angular 104,5° Influencia de los pares solitarios

30 Trifluoruro de nitrógeno, NF3

31 H O H · · Agua, H2O

32 NH3 N H N H H : Estructura de Lewis Geometría electrónica 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 C•m = 0 para un molécula no polar

34

35 Momento dipolar

36 Bibliografía Atkins P.W, Jones L. Química . 3ra edición. Ed Omega Capítulos 7 a 10. Chang R. Química. Ed. MacGraw Hill.1998. Capítulos 9 y 10. Consultas: (Pablo Evelson)