Presentación Power Point #1

Presentación del tema: "Presentación Power Point #1"— Transcripción de la presentación:

1 Presentación Power Point #1

2 Las Sustancias Químicas (.....primero...)
Y los enlaces..... (...después...)

3 ¿Podemos clasificar a las sustancias?

4 Por estado de agregación
sólidos líquidos gases

5 Problemas.... ¿A qué temperatura? ¿A qué presión? ¿ En qué tiempo?
Temperatura “ambiente” Ga 28.5ºC, Cs 29.8ºC, DMSO 18.5ºC ¿A qué presión? 1-penteno: líquido (excepto en el D.F., en La Paz Bolivia, en Bogotá, en Toluca, en Guanajuato.... ¿ En qué tiempo? Puré de papas, mermelada, vidrio=mito

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7 Problemas..... “Semi” metales Metales de transición Cu+2, Cu+1
Gases “Nobles” ¿ Xe = He ? ¿Hidrógeno? ¿metal alcalino?... ¿halógeno?

8 Inorgánicas vs. orgánicas
SUSTANCIAS INORGÁNICAS De origen mineral SUSTANCIAS ORGÁNICAS Producidas por los Seres vivos

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10 Más problemas..... Ca5(PO4)3(OH)....
¿Sería entonces éste un compuesto orgánico..?

11 ¿Orgánico o Inorgánico?
....Los compuestos orgánicos son los que contienen carbono...... … excepto los óxidos de carbono, los carbonatos (CO32-), los tiocianatos(SCN-), los cianuros (SCN-), los carbonilos (MCO) metálicos, los carburos (CaC2), el acero....

12 Más problemas Basura “inorgánica”...... ... Como el plástico......
Verduras “orgánicas” ... A diferencia de.....?

13 Mejor volvamos a los estados de agregación.....
Empecemos por los sólidos

14 Sólidos de “alto” punto de fusión

15 Diamante..... pf  4000°C (Cotton dice que es el mayor conocido...).

16 Grafito.... Punto de fusión  4000°C ...

17 Ca5(PO4)3(OH) pf = 1600°C

18 Hierro pf = 1528°C

19 Sal común pf = 801

20 Alto punto de fusión Cuando las entidades que los forman atraen a sus vecinos cercanos de manera fuerte y homogénea, nos encontramos frente a interacciones multidireccionales, donde las uniones se dan en varias direcciones. REDES

21 Sólidos de bajo punto de fusión

22 Azufre pf  120°C

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24 Sólidos de bajo punto de fusión
Aquí las interacciones se dan con intensidad, pero sólo entre algunos átomos vecinos y son débiles con los otros. A esto se le llama interacciones de dirección selectiva, ya que sólo en algunas direcciones que se da una interacción fuerte. (MOLÉCULAS)

25 Moléculas En las interacciones de dirección selectiva, hay átomos fuertemente unidos a otros átomos vecinos (con lo que se forman moléculas), pero la interacción entre moléculas es relativamente débil. En este caso, para pasar al estado líquido lo que se requiere es romper las interacciones débiles entre moléculas, por lo que el punto de fusión es bajo.

26 Fósforo Blanco, pf = 44°C Rojo, pf = 590°C Negro pf = 610°C

27 Gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión
Si una sustancia está formada por moléculas será explicable que exista como un gas, como un líquido o como un sólido con temperatura de fusión reducida.

28 En resumen Sólidos de alto punto de fusión:
Interacciones multidireccionales: REDES covalentes o iónicas Bajo punto de fusión (sólido, líquidos o gases) Interacciones de direccionalidad selectiva: SÓLIDOS MOLÉCULARES

29 ¿Qué propiedades observar?
¿Cómo saber si los sólidos que deseamos identificar están formados por iones o no? ¿Qué propiedades observar?

30 ¿Será la cristalinidad...?

31 ¿Será la solubilidad...?

32 ¿Será la conductividad en disolución?

33 O ¿Será la conductividad en estado líquido o sólido?

34 Actividad #1 (Equipo) Clasificación de las sustancias
¿Qué punto de fusión tiene? Punto de fusión bajo Punto de fusión alto ¿Conduce en sólido? ¿Conduce fundido o en disolución? Si No No Si

35 REDES COVALENTES Diamante a-grafito b-grafito ABAB
C-trigonal en ambas estructuras C-tetraédrico arreglo cúbico en toda la red a-grafito ABAB dC-C= pm vs 154 (C-C en moléculas) d entre capas= pm dC-C= pm vs pm en grafito Diamante b-grafito ABCABC

36 REDES COVALENTES El mejor diamante: arreglo hexagonal análogo a la wurzita (ZnS) Diamante-Lonsdaleita

37 REDES COVALENTES SiO2 -cristobalita

38 REDES IÓNICAS Na+ Cl- Cloruro de sodio (Halita), NaCl Ioduro de potasio KI Fluoruro de calcio (Fluorita), CaCl2

39 REDES METÁLICAS Estructura cúbica centrada en el cuerpo
Hierro (Fe), Cromo (Cr), Molibdeno (Mo). Estructura cúbica simple Polonio (Po).

40 SÓLIDOS MOLECULARES Cinamida I2 Proteína sólido I2 Br2 Cl2 F2 T. F. ºC
114 -7 -101 - 220 Proteína

41 C60 Otro alótropo de carbono pero forma un SÓLIDO MOLECULAR
Molécula: 12 hexágonos y 20 pentágonos C60 Estructura: cúbica centrada en las caras ¿Qué interacciones intermoleculares mantienen unido a este sólido?

42 Presentación Power Point #2

43 Enlace químico ¿Cómo se forma?

44 Átomos aislados Enlace de Van der Waals Enlace covalente Enlace iónico Enlace metálico

45 Actividad #2 (Equipo) Cl2(g) Cl2(g)+2Na(s)  2NaCl(s)

46 Actividad #2 (Equipo) Describa las características que tienen los reactivos, sodio (Na) y cloro gas {Cl2(g)} y la de los productos, cloruro de sodio (NaCl). Escriba la ecuación química que describe la reacción y las observaciones durante el proceso.

47 Enlace covalente y enlace iónico
Transferencia de electrón Compartimiento de electrones Molécula Ión positivo Ión negativo

48 ¿Cómo se forma un enlace químico?

49 Características del enlace químico
Tipos de enlace

50 Enlace iónico Un enlace iónico es el enlace químico que se forma por la atracción electrostática neta que existe entre un conjunto de aniones y cationes

51 Enlace metálico Los metales pueden concebirse como un conjunto de iones positivos que se encuentran ordenadamente colocados dentro de un mar de electrones libres.

52 Enlace covalente Cuando se comparten electrones entre un par de dos átomos, se forma entre ellos un enlace covalente que da origen a una molécula, en este caso diatómica, como el H2, el CO, el Cl2, el HCl. (nótese que todos son gases)

53 Enlace covalente polar
En el cloruro de hidrógeno, HCl, el cloro atrae con más fuerza a los electrones que el hidrógeno, pero los electrones se comparten entre los dos átomos, no se han cedido de uno a otro como en el caso de un enlace iónico: Decimos que el cloro es más electronegativo

54 Electronegatividad Definición de Pauling:
Es la capacidad de un átomo en un enlace para atraer electrones hacia sí mismo

55 Comportamiento periódico
Ojo con la “tendencia general”

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57 Predicción del tipo de enlace
 = 0 enlace covalente no polar ? <  < 0 enlace covalente polar  > ?? enlace iónico

58 ¿Tipo de enlace...? CsF  = 4.0 – 0.7 = 3.3 NaCl  = 3.0 – 0.9 = 2.1
LiBr  = 2.8 –1.0 = 1.8 HF  = 4.0 –2.1 = 1.9 BF3  = 4.0 –2.0 = 2.0

59 Óxidos Na2O  = 2.4 CaO  = 2.5 FeO  = 1.7 Al2O3  = 2.0
CO2  = 1.0 NO2  = 0.5 SO3  = 1.0

60 electronegatividad electronegatividad TRIÁNGULO DEL ENLACE IÓNICO
IÓNICO TRIÁNGULO DEL ENLACE electronegatividad METÁLICO COVALENTE electronegatividad

61 Trifluoruro de boro Azúcar Estado de agregación Gas (incoloro)
Punto de fusión -126,75 °C Solubilidad en agua Alta (benceno, hexano, cloroformo) Punto de fusión 185,85 °C Solubilidad en agua 203,9 g/100 mL

62 (90 % carbonato de calcio)
Cloro Cl2(g) Mármol (90 % carbonato de calcio) Estado de agregación Gas (verdoso) Punto de fusión -100,9 °C Solubilidad en agua 0,73 g/100 mL CaCO3 Punto de fusión °C (Desc.) Solubilidad en agua 0,0013 g/100 mL

63 Actividad #3 (Individual) ¿Falso o verdadero?
01.- (__) Los compuestos covalentes pueden formar sólidos cristalinos. 02.- (__) Los compuestos gaseosos a temperatura ambiente, son covalentes . 03.- (__) El gas BF3 es iónico porque entre el B y el F la diferencia de electronegatividades es de 2. 04.- (__) Todo compuesto iónico se disuelve en agua y conduce la corriente. 05.- (__) Los compuestos covalentes no se disuelven en agua. 06.- (__) Si un compuesto forma cristales a T amb., es iónico.

64 Presentación Power Point #3

65 ¿Cómo se hacen? ¿Para qué sirven?
Estructuras de Lewis ¿Cómo se hacen? ¿Para qué sirven?

66 Evidencias experimentales
¿ enlaces sencillos, dobles o triples? distancias de enlace energías de enlace (o de disociación) “insaturación”

67 Longitud de los enlaces covalentes
Triple enlace < Doble enlace < Enlace simple Chang

68 Para algunas moléculas diatómicas
Distancias F pm O pm N pm Energías de disociación 154.8 kJ/mol 493.6 kJ/mol 941.69kJ/mol

69 La idea de enlace covalente fue sugerida en 1916 por G. N. Lewis:
Los gases nobles presentan gran estabilidad química, y existen como moléculas mono-atómicas. Su configuración electrónica es muy estable y contiene 8 e- en la capa de valencia (excepto el He). La idea de enlace covalente fue sugerida en 1916 por G. N. Lewis: e- de valencia He Ne Ar Kr Xe Rn Los átomos pueden adquirir estructura de gas noble compartiendo electrones para formar un enlace de pares de electrones. G. N. Lewis

70 El enlace en la molécula de agua.
En el enlace sólo pueden participar los electrones de valencia (los que se encuentran alojados en la última capa). Por ejemplo: El enlace en la molécula de agua. Hidrógeno Oxígeno

71 Símbolos de Lewis: Son una representación gráfica para comprender donde están los electrones en un átomo, colocando los electrones de valencia como puntos alrededor del símbolo del elemento: X v Elementos representativos Gases nobles

72 Regla del octeto: Los átomos se unen compartiendo electrones hasta conseguir completar la última capa con 8 e- (4 pares de e-) es decir conseguir la configuración de gas noble: s2p6 Punto-electrón Símbolos Configuración Elemento Tipos de pares de electrones: 1- Pares de e- compartidos entre dos átomos (representado con una línea entre los at. unidos) · enlaces sencillos · enlaces dobles · enlaces triples 2- Pares de e- no compartidos (ó par solitario)

73 ¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?
1- Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la molécula. Para un anión poliatómico se le añade un e- más por cada carga negativa y para un catión se restan tantos electrones como cargas positivas. 2- Se dibuja una estructura esquemática con los símbolos atómicos unidos mediante enlaces sencillos (cada enlace representa a dos electrones). 3- Se calcula el nº de e- de valencia que quedan disponibles. 4- Se distribuyen los e- de forma que se complete un octeto para cada átomo. Ejemplo 1: CH4 2) Ejemplo 2: H2CO C: 1s22s2p2  4e- H: 1s1  1e- x2= 2e- O: 1s22s2p4  6e- 12e- 1) 3) e- de v. libres: 12-6= 6 4) 1) C: 1s22s2p2  4e- H: 1s1  1e- x 4= 4e- 8e- 2)

74 Ejemplo 3: SiO4-4 Si: 3s2p2  4e- O: 2s2p4  6e- x 4 = 24e- + 4 cargas neg. 32 e- 2) 1) 3) e- de v. libres: 32-8= 24 4) Ejemplo 4: SO2 S: 3s2p4  6e- O: 2s2p4  6e- x 2 = 12e- 18 e- 2) 1) 3) e- de v. libres: 18-4= 14 4)

75 “Receta” Sumar el No. Total de electrones
Proponer un esqueleto para la molécula o ion Completar con pares solitarios, los octetos de los átomos unidos al átomo central (excepción: H) Si hay electrones sobrantes, colocarlos sobre el átomo central Si faltan electrones para completar algún octeto, intente con enlaces múltiples

76 Estructuras resonantes
NO es un equilibrio NO es una mezcla de isómeros SÍ es un promedio (evidencias experimentales)

77 ¿Cuáles son las estructuras de resonancia
Una estructura resonante ocurre cuando dos o más estructuras de Lewis para una misma molécula no pueden ser representadas gráficamente por una sola estructura de Lewis. O + - O + - ¿Cuáles son las estructuras de resonancia para el ion (CO32-)? O C - O C - O C - Chang

78 Actividad #4 Dibujar las estructuras de Lewis de las siguientes especies: 1).- PCl5 2).- H2O 3).- H2CO 4).- NH3 5).- CO2 Para practicar este tipo de ejercicios, puede visitar la dirección electrónica siguiente:

79 Presentación Power Point #4

80 Teoría de la repulsión de pares electrónicos de valencia (TRPEV)
¿Qué tienen que ver con el enlace? ¿Qué información adicional aporta?

81 TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES ELECTRÓNICOS DE LA CAPA DE VALENCIA (TRPECV)
Gillespie R. J. y Nyholm R. S. AXnEm A= átomo central X= substituyentes E= pares solitarios  Pares electrónicos totales= pares electrónicos compartidos + pares solitarios PT=PC+PS

82 Distorsiones entre ángulos y distancias
Regla 1: Repulsión entre pares PS-PS>PS-PC>PC-PC interacciones entre pares con ángulos  120o no son importantes 104.5o 107.3o 109.4o

83 Regla 2: La repulsión PC-PC disminuye si X (substituyente) es mas electronegativo por lo tanto el ángulo disminuye Regla 3: La repulsión PC-PC aumenta si uno de los enlaces es múltiples, por lo tanto el ángulo en este caso aumenta

84 Geometría?? PS-PS 0 0 1 PS-PC 4 6 3 PC-PC 2 0 2 ClF3 PT= 5
Disposición de bipirámide trigonal Geometría?? Tabla de interacciones Repulsiones En T Trigonal Piramidal PS-PS PS-PC PC-PC

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86 Presentación Power Point #5

87 Polaridad en enlaces y en moléculas
¿Qué es la polaridad? ¿Qué hace a una molécula polar?

88 Momento dipolar de moléculas poliatómicas
H20 CO2 Disolventes orgánicos comunes

89 : Momento dipolar Deducción de estructuras moleculares
Causado por una distribución de densidad electrónica no uniforme en la molécula. =0 >0 En el enlace: =  dAB : A B Cm ó D (debye) + - donde A< B El momento dipolar de enlace es un vector!! Material didáctico empleado por la Dra. Erika Martín en el curso de Q. Inorgánica, Licenciatura FQ-UNAM

90 C-H>0 momento dipolar de enlace pero T=0
Una molécula es polar si el momento dipolar total es diferente de 0. Lo anterior ocurre, si y solo si, la suma vectorial de los momentos dipolares de enlace es diferente a 0 CCl4 T=0 No polar CHCl3 T= 1.01 Polar CH2Cl2 T= 1.6 Polar CH3Cl T= 1.87 Polar Material didáctico empleado por la Dra. Erika Martín en el curso de Q. Inorgánica, Licenciatura FQ-UNAM

91  Éter metílico T=1.15 Polar Agua T=1.85 Polar MeOH T=1.7 Polar
Acetona T=2.88 Polar Dimetilsulfóxido T=3.93 Polar hexano T=0.012  Ciclohexano T=0 No Polar Silla Bote Material didáctico empleado por la Dra. Erika Martín en el curso de Q. Inorgánica, Licenciatura FQ-UNAM