29/09/2010 TEMA 2. CONTENIDO. Li + F Li + F - 1A ns 1. 2A ns 2. 3A ns 2 np 1. 4A ns 2 np 2. 5A ns 2 np 3. 6A ns 2 np 4. 7A ns 2 np 5.

Transcripción

1 9/09/00 TEMA. CNTENID Introducción a la forma y características de la tabla periódica. Introducción a los modelos atómicos. El Método Científico. Introducción a la teoría cuántica. Concepto de orbital. Números cuánticos y llenado de la tabla periódica. Propiedades periódicas: radio, potencial de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad. Enlace químico. Tipos de según relación a la tabla periódica. Enlace iónico, metálico. Enlace covalente. Energía de y orden de. Enlace covalente polar. rbitales híbridos. Repulsión entre pares de electrones y forma de las moléculas. Polaridad de las moléculas. Propiedades de los estados agregados y su relación con el tipo de s: iónicos, metálicos, Van Der Waals, ion dipolo y puente de hidrógeno. Los electronesde valenciason los últimoselectronesde un orbital en un átomo, que son los causantesde los s químicos. Los átomos se combinan ganando, perdiendo ó compartiendo electrones para alcanzar una configuración electrónica estable. Grupo e configuración # de valencia A ns A ns A ns np A ns np A ns np 6A ns np 6 7A ns np 7 Enlace Químico Estructura de Lewis uerza que actúa entre dos átomos ó grupos de átomos, para mantenerlos unidos en una especie estable diferente, que tiene propiedadesmedibles. Denotar los electrones de valencia y asegurar que no cambien en una Reacción Química. Estructura de Lewis para los elementos representativosy gases nobles Enlace iónico: Se mantiene unido mediante fuerzas electrostática queunelos iones (NaCl, Mg, Li) Elementos con alta y baja energías de ionización Li + Li + s s s s p s s p 6 [e] [Ne] Li Li + + e e + Li + + Li + Rx exotérmica, f negativo Enlace iónico NaCl Retículo 6

2 9/09/00 Energía electrostática Cristales iónicos Puntos de entrecruzamiento ocupados por cationes y aniones Se mantienen unidos por atracción electrostática Duros, frágiles, punto de fusión alto Malos conductores del calor y la electricidad La energía electrostática ó reticular (E):es la energía que se requiere para separarcompletamente una mol de un compuesto sólido en sus iones gaseosos. E = k Q +Q r Q + cargadel catión Q carga del anión r es la distancia entre ambos k ctede proporcionalidad La energía es directamente proporcional a Q, e inversamente proporcional a r. Compuesto MgCl E, kj/mol.7 P., C 7 Q= +, Romper iónico Mg Q= +, E positiva, Rx endotérmica CsCl ZnS Ca Li LiCl r < r Cl 7 8 Ciclo de Bornaber para determinar la energía electrostática total = =.07kJ/ mol n? total = La Química en acción: Importancia del Cloruro de Sodio Enlace metálico: los átomos se agrupan muy cercanos entre sí, generando estructuras muy compactas. Adquieren estructura de empaquetamiento (cada átomo metálico se rodea de otros átomos). Los electrones de valencia se mueven libremente a través del compuesto (Cu, e, etc.) Minas de sal Sal por evaporación Cristales metálicos Puntos de entrecruzamiento ocupados por átomos de metal Se mantienen unidos por s metálicos Blandos a duros, punto de fusión de bajo a alto Buenos conductores de calor y electricidad Corte transversal de un cristal metálico núcleo y capa interna e mar móvil de e

3 9/09/00 Estructuras de cristales metálicos Enlace covalente: ocurre cuando dos ó más átomos compartenuno ó más pares de electrones. Porquécompartirían electrones dos átomos? + 7e 7e 8e 8e Estructura de Lewis para Enlace covalente simple C.C. cara C.C. cuerpo 0 o a a c exagonal Enlace covalente simple Tipos de covalente Estructura de Lewis para el agua Enlace covalente simple Longitud de los s covalentes + + o e 8e e Doble dos átomoscompartendos pares de electronesejm: C C 8e 8e 8e Enlaces dobles o C Enlaces covalente doble Triple dos átomoscompartentrespares de electronesejm: N N N o N N 8e 8e Enlace Triple Enlace covalente triple Longitud Triple < Doble < Enlace simple 6 Enlace covalente polar es un donde existe una diferencia de electronegatividad entre los dos átomos. Los electrones pasan mas tiempo en la vecindad de un átomo que del otro. Mediana electronegatividad Alta electronegatividad δ + δ 7 8

4 9/09/00 Clasificaciónde los s por electronegatividad Clasifique los siguientes s en iónicos, covalentes polares y covalentes: Diferencia Tipo de 0 Covalente Iónico 0 < y < Covalente Polar Cs 0.7 Cl.0 = =. Iónico. S. =.. = 0. Covalente Polar N.0 N.0 =.0.0 = 0 Covalente Covalente Electronegatividad + Covalente Polar Iónico Comparte e Transferencia parcial de e Transferencia e 9 0 Estructuras de Lewis. Dibuje la estructura del compuesto, mostrando qué átomos están conectadoscon otros. Coloqueel elementomenoselectronegativoal centro.. Calcule el número total de electrones. Agregue por cada carga negativa y elimine porcadacargapositiva.. Complete los octetosde electronespara todos los elementos, excepto para el hidrógeno.. Si la estructuratienedemasiadoselectrones, formes doblesó triples en el átomo central. Escribala estructura de Lewis para el N. Paso N esmenos electronegativo que el, coloquémoslo al centro Paso Contar los electrones de valencia N (s p ) y 7 (s p ) + ( x 7) = 6 electronesde valencia Paso Dibujemos s simples entre los átomos de N y y completemos los octetos. Paso Revise queel número de electrones en la estructura, sea igual al número de electrones de valencia s simples (x) + 0 pares de iones(0x) = 6 electronesde valencia N Escribala estructurade Lewis parael (C ). Posiblesestructurasparael (C ) Paso El C es menos electronegativo, pongámoslo al centro. Paso Contar los ede valencia C (s p ) y 6 (s p ) + carga e C C + ( x 6) + = electronesde valencia Paso Dibujemos s simples entre los átomos de C y y completemos los octetos. Lacarga formal de un átomo esla diferencia entre el número de electrones de valencia de un átomo aislado y el número de electrones asignados a eseátomo, en la estructura de Lewis. Paso Revisar queel # de esea el mismo que el de valencia s simples (x) + 0 pares de iones (0x) = 6 electrones de valencia Paso Demasiados electrones, formemos s dobles: s sencillos (x) = C doble = 8 pares de iones (8x) = 6 Total = Carga formal en la estructura de Lewis = electrones de valencia electrones sin s ó libres electrones con ( ) La sumade las cargas formales de los átomos de una molécula, es igual a la carga de la molécula

5 9/09/00 + C C e 6 e x e e s simples (x) = doble = par de e libres (x) = Total = 0 0 C C e 6 e x e e s simples (x) = doble = pares de e libres (x) = Total = Carga de un átomo en la estructura de Lewis = electrones de valencia libres electrones sin ó libres ( ) electrones con Carga de un átomo en la estructura de Lewis = electrones de valencia libres electrones sin ( ) electrones con Cargadel C = ½ x 6 = Cargadel = 6 ½ x 6 = + Estructura estable? Carga del C = 0 ½ x 8 = 0 Carga del = 6 ½ x = 0 6 Carga formal y la estructura de Lewis. En las moléculas neutras, la suma de las cargas formales deber cero.. En los cationes, la sumade lascargas formales debe ser igual a la carga positiva.. En los aniones, la sumade las cargasformales debe ser igual a la carganegativa. Moléculas con más de una estructura de Lewis?. Seselecciona encaso demoléculas neutras, laestructura de Lewis queno tenga cargas formales.. Estructuras de Lewis con cargas formales grandes (+, +, o, o mas) son menos probables, quelas quetienen cargas formales pequeñas.. Moléculas con varias estructuras de Lewis, con la misma distribución de cargas formales la más razonable, es aquella en la que las cargas formales negativas, estén sobre los átomos más electronegativos. Unaestructura de resonancia ocurre cuandodos o más estructurasde Lewis para una misma molécula no pueden ser representadas gráficamente por una sola estructura de Lewis. + + Cuáles son las estructuras de resonancia para el ion (C = )? Todos los s son iguales Cuálesla estructuracorrectaparael C? + C 0 0 C 7 C C Todos los s C son iguales C 8 Estructuras de resonancia Excepcionesde la regla el octeto cteto incompleto (< 8e ) Benceno C 6 6 Be e Be xe e Be S S Ión iposulfito B B e x7e e B s simples (x) = 6 9 pares de iones (9x) = 8 Total = 9 0

6 9/09/00 Excepcionesde la regla del octeto Estructurascon electrones impares N e N 6e N e El octetoexpandido(un átomocentral con un número cuánticon >, >8e ) Al cambionecesarioen la entalpíapararomper un químicode un mol de un compuestogaseoso se le llama energía de. Energía de (g) (g) + (g) 0 = 6. kj Cl (g) Cl (g) + Cl (g) 0 =.7 kj Cl (g) (g) + Cl (g) 0 =.9 kj (g) (g) + (g) 0 = 98.7 kj S 6 S 6e 6 e 8e S 6 s simples (6x) = 8 Pares de iones(8x) = 6 Total = 8 N (g) N (g) + N (g) 0 = 9. kj N N > Energía de > Estabilidad del compuesto Enlace Sencillo < Enlace Doble < Enlace Triple Energía de para moléculaspoliatómicas (g) (g) + (g) 0 = 0 kj (er) Cambioen la entalpía y energía de En la mayoría de las reacciones químicas se rompen y se forman s. Romper (requiere E) ormar (libera E) (g) (g) + (g) 0 = 7 kj (do) Energía promedio del = = 6 kj Ambiente Química afecta () (+) Endotérmica consume energía 0 reacción= Energíade reactivos Energíade productos = Σ E(reactantes) Σ E(productos) = energíatotal consumida energía total liberada () Exotérmica libera energía C (g) + Cl (g) Cl (g) (g) + (g) (g) Utilice la energía de para calcular el cambio de entalpía de: (g) + (g) (g) 0 = Σ E(reactantes) Σ E(productos) Tiposde s rotos Númerode s rotos Energíade Cambioen la energía(kj) Tiposde s Númerode s Energíade Cambioen la energía(kj) = x 68. =. kj 6 6

7 9/09/00 Utilice la energía de para calcular el cambio de entalpía de: (g) + (g) (g) 0 = Σ E(reactantes) Σ E(productos) Tipos de s rotos s rotos Energía de energía Tipos de s s Energía de energía = x 68. =. kj 7 8 Gracias por su atención 9 7