Tipos de enlace químico

Presentación del tema: "Tipos de enlace químico"— Transcripción de la presentación:

1 Tipos de enlace químico
Décimo Séptima Sesión Tipos de enlace químico

2 Enlace covalente Compartición de pares de electrones. 2

3 Enlace covalente (2) Compuestos orgánicos. 3

4 ¿100% covalente? Moléculas diatómicas homonucleares 4

5 Enlace iónico 5

6 Enlace iónico (2) 6

7 ¿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. 7

8 Porcentaje de carácter iónico
Linus Pauling. 8

9 Porcentaje de carácter iónico (2)
9

10 Porcentaje de carácter iónico (3)
10

11 Enlace covalente polar
La electronegatividad es la responsable de la polarización de los enlaces. 11

12 Enlace covalente polar (2)
12

13 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 13

14 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: 14

15 Triángulo de Van Arkel-Ketelaar
15

16 Michael Laing. En 1993. 16

17 Tetraedro de Laing 17

18 Teorías de estructura y el tetraedro de Laing
18

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

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

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

22 Teoría de Enlace (Unión) Valencia
22

23 Walter Heinrich Heitler (1904-1981) y Fritz London (1900-1954).
En 1927: 23

24 Teoría de enlace valencia
Teoría de unión valencia cuantitativa. Método aproximado para resolver la ecuación de Schrödinger. Ión molecular de Hidrógeno: H2+ 24

25 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+ 25

26 Teoría de enlace valencia (3)
rB A B RAB 26

27 Núcleos Fijos Max Born ( ) y Julius Robert ( ) Oppenheimer Aproximación de Born-Oppenheimer. 27

28 Teoría de enlace valencia (4)
28

29 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 29

30 Teoría de enlace valencia (6)
Y proponemos a las funciones solución como combinaciones lineales de las funciones que describen los dos estados posibles. 30

31 Teoría de enlace valencia (7)
La energía debe minimizarse: E H2+ HA HB+ HA+ HB 31

32 Teoría de enlace valencia (8)
Dos formas en que se encuentra un mínimo: 32

33 Teoría de enlace valencia (9)
Y se encuentran dos funciones de onda: 33

34 Teoría de enlace valencia (10)
Las funciones de onda deben cumplir con el postulado de Born: 34

35 Teoría de enlace valencia (11)
Con lo que se obtiene: 35

36 Teoría de enlace valencia (12)
Y las densidades electrónicas serían: 36

37 ¿Qué significa? 37

38 Átomos separados A B A B 38

39 Teoría de enlace valencia (13)
Orbital de enlace: 39

40 Enlace A B A B 40

41 Teoría de enlace valencia (14)
Orbital de antienlace: 41

42 Antienlace A B A B 42

43 Teoría de enlace valencia (15)
B A B 43

44 Teoría de enlace valencia (16)
44

45 Molécula de Hidrógeno e1 r12 e2 rA2 rA1 rB2 rB1 A B RAB 45

46 Molécula de Hidrógeno (2)
46

47 Molécula de Hidrógeno (3)
B 1 2 A B 1 2 47

48 Molécula de Hidrógeno (4)
48

49 Molécula de Hidrógeno (5)
Calculada Experimental E (eV) 3.14 4.7466 R (Ǻ) 0.87 49

50 Resonancia Trucos para construir la función de onda adecuada para poder resolver la Ecuación de Schödinger. Las formas resonantes no existen en la realidad. 50

51 Resonancia (2) Las formas resonantes deben tener energías semejantes.
Los núcleos deben ocupar las mismas posiciones relativas en todas las formas resonantes. Todas las formas resonantes deben tener el mismo número de electrones despareados. 51

52 Resonancia (3) Las funciones de onda se escriben a partir de las formas resonantes: 52

53 Nitrometano Distancia N-O 1.31 Ǻ N=O 1.2 Ǻ
Distancia N O en el Nitrometano 1.22 Ǻ 53

54 Nitrometano (2) Se proponen las formas resonantes: I II 54

55 Bióxido de Carbono Distancia C=O 1.22 Ǻ CO 1.10 Ǻ
Distancia C O en el Bióxido de Carbono 1.15 Ǻ 55

56 Bióxido de Carbono (2) Se proponen las formas resonantes: I II III
56

57 Benceno Distancia C-C 1.54 Ǻ C=C 1.32 Ǻ Distancia C C en el Benceno
1.39 Ǻ 57

58 Benceno (2) Se proponen las formas resonantes: Kekulé I II Dewar
IV V 58

59 Resonancia (4) Las formas resonantes no tienen existencia real, sólo son un truco para escribir una mejor función de onda. A veces se confunde con tautomería. 59

60 Tautomería Tautomería ceto-enol: CH3-C-CH3  CH3-C=CH2 O OH
Forma cetónica Forma enólica En la tautomería los átomos no ocupan las mismas posiciones relativas. 60