Estructura de la Materia

Presentación del tema: "Estructura de la Materia"— Transcripción de la presentación:

1 Estructura de la Materia
Décimo quinta sesión Estructura Molecular

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

3 Propiedades de enlace (2)
Propiedades magnéticas. Propiedades ópticas. Propiedades espectroscópicas. 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 electrónicos moleculares 11

12 Teorías de enlace 12

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

14 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

15 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

16 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

17 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

18 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

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

20 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

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

22 Bióxido de Carbono (CO2)
22

23 Diatómicas Homonucleares
¿Orden de enlace? 23

24 Diatómicas Heteronucleares
24

25 Etano C2H6 25

26 Pentacloruro de Fósforo (PCl5)
26

27 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

28 Tipos de enlace químico
28

29 Enlace covalente Compartición de pares de electrones. 29

30 Enlace covalente (2) Compuestos orgánicos. 30

31 ¿100% covalente? Moléculas diatómicas homonucleares 31

32 Enlace iónico 32

33 Enlace iónico (2) 33

34 ¿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

35 Porcentaje de carácter iónico
Linus Pauling. 35

36 Porcentaje de carácter iónico (2)
36

37 Porcentaje de carácter iónico (3)
37

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

39 Enlace covalente polar (2)
39

40 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

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

42 Triángulo de Van Arkel-Ketelaar
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43 Michael Laing. En 1993. 43

44 Tetraedro de Laing 44

45 Teorías de estructura y el tetraedro de Laing
45

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

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

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

49 Teoría de Enlace (Unión) Valencia
49

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

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

52 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

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

54 Núcleos Fijos Max Born ( ) y Julius Robert ( ) Oppenheimer Aproximación de Born-Oppenheimer. 54

55 Teoría de enlace valencia (4)
55

56 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

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

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