Unidad 2 Interacciones Químicas. Química Inorgánica I. Sigfrido Escalante Tovar abr-2016

Transcripción

1 Unidad 2 Interacciones Químicas Química Inorgánica I Sigfrido Escalante Tovar abr-2016 Facultad de Química N N N N N N

2 Créditos y referencias El material que sigue está conformado por trabajo original y material tomado de las varias fuentes, entre ellas: Principles of Inorganic Chemistry, J.E. Huheey, E.A. Keiter, R.L. Keiter,Harper-Collins, NY, Principles of Descriptive Inorganic Chemistry, G. Wulfsberg, University Science Books, Mill Valley, Material preparado por la Dra. Laura Gasque Silva (Facultad de Química, UNAM) También se presenta material tomado de varios sitios accesibles por Internet. En la medida de lo posible se menciona la dirección URL donde se puede consultar el material.

3 Los diferentes tipos de compuestos Triángulo de Van Arkel-Ketelaar

4 Compuestos covalentes Qué propiedades presentan? Qué modelos existen para explicar sus propiedades? - Regla del octeto de Lewis - Teoría de Repulsión de Pares Electrónicos de la Capa de Valencia (TRPECV ó VESPR) - Teoría de enlace valencia - Teoría de orbitales moleculares. - Teoría de átomos en moléculas.

5 La evidencia experimental y el modelo xígeno líquido atrapado entre los polos de un potente magneto debido a su paramagnetismo

6 En dónde está la ciencia? LA REALIDAD Los fenómenos La naturaleza de las sustancias LA TERÍA La estructura atómica Los modelos de enlace La contabilidad química (estequiometría...) EL LENGUAJE Y EL SIMBLISM Cortesía de la Dra. Laura Gasque Los símbolos de los elementos Las fórmulas La nomenclatura Las representaciones de Lewis Las ecuaciones químicas

7 Compuestos covalentes (la realidad) Modelos para explicar las propiedades de los compuestos covalentes (las teorías) Conceptos asociados a los modelos de los compuestos covalentes: el enlace covalente (el simbolismo)

8 TRPECV Teoría de Repulsión de Pares Electrónicos de la Capa de Valencia Repulsión entre pares: Par solitario : par solitario > par solitario : par compartido > par compartido : par compartido Ver:

9 Compuestos metálicos El enlace metálico Modelo 1: el mar de electrones Electrones deslocalizados

10 Modelo 2: teoría de bandas Ver: 10 átomos 2 átomos N átomos

11 Teoría de bandas cont. Diagrama de bandas, nivel de Fermi.

12 Teoría de bandas cont. Germanio

13 Teoría de bandas cont. Silicio

14 Aislantes conductores y semiconductores Facultad de Química

15 Aleaciones metálicas Au H 2 AuAg AuAg-H 2 El empaquetamiento en una red metálica Au depende del tipo y tamaño de los metales de que se trate. Hay varios tipo de empaquetamientos: Cúbica simple (sc, la menos común) Cúbica centrada en la cara (ccp) Cúbica centrada en el cuerpo (bcc) Hexagonal compacta (hcp)

16 La relación ideal (0.414) Estable Estable Inestable

17 En química son tan importantes las interacciones llamadas fuertes como las débiles. Se consideran interacciones fuertes a las que se presentan en los compuestos iónicos, covalentes o metálicos. Pero existen otras de menor energía, generalmente intermoleculares, que son de gran importancia.

18 Fuerzas intramoleculares: Se presentan dentro de una misma molécula. Fuerzas intermoleculares: Se presentan entre moléculas vecinas.

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21 No solamente las moléculas tipo HCl son polares, veamos otras. Ion-dipolo Por ejemplo: el agua H H

22 Ion-dipolo cont la interacción entre un ion y un dipolo puede representarse por el siguiente diagrama r ion (+ ó -) dipolo = qr = momento dipolar

23 Energía potencial (J) Facultad de Química Energía de un ion-dipolo La energía para esta interacción está dada por: 0.00E E- 037 ion- dipolo E Z e r E E E E r (m)

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26 Como dependen de la polarizabilidad al cuadrado (a 2 ), la energía de estas interacciones aumenta sensiblemente al aumentar el volumen molar y el número de electrones polarizables de las especies involucradas.

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29 Tipo de interacción Dependencia de la energía potencial con la distancia Energía típica (kj mol -1 ) Comentarios Ion-ion 1/r Entre iones solamente Ion dipolo 1/r 2 15 Dipolo-dipolo 1/r 3 2 Ion-Dipolo inducido 1/r Dipolo-Dipolo inducido 1/r Fuerzas de dispersión de London 1/r 6 2 Entre iones y moléculas polares permanentes Entre moléculas polares estacionarias Entre iones y moléculas no polares. Entre moléculas polares y polares rotantes. Entre todos los tipos de moléculas. La energía de un enlace o puente de hidrógeno A H es del orden de kj mol -1 y se presenta cuando A = N, ó F. Más recientemente hay quienes proponen que habría que incluir a Carbón en la lista auque éste forme interacciones más débiles que los anteriores. (REFERENCIA)

30 Puentes de hidrógeno en el agua T. eb.= 100ºC La imagen no es realista. Es un solo un esquema en 2 dimensiones.

31 (obs) (obs)

32 Puentes de hidrógeno en ácido fluorhídrico T. eb.= 19.9 ºC

33 Puentes de hidrógeno en amoniaco T. eb.= -33 ºC

34 Resumiendo Facultad de Química

35 Ejemplo de interacciones ion-dipolo M+ X-

36 Las interacciones ion-dipolo no solamente involucran a los primeros vecinos

37 Hidratación de cationes Facultad de Química 1a esfera de hidratación 2a esfera de hidratación

38 Hidratación de iones

39 Puentes de hidrógeno en H 2 Facultad de Química

40 La estructura del agua líquida

41 El agua sólida Facultad de Química El hielo hexagonal

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46 Masa atómica o molecular

47 Explica Facultad de Química

48 Explica Facultad de Química

49 Explica Facultad de Química

50 La importancia de las interacciones 1- Las interacciones intermoleculares son las responsables de una gran variedad de fenómenos químicos tales como: - el estado de agregación - la solubilidad - el punto de fusión - el punto de ebullición - la tensión superficial A veces en un mismo sistema están presentes más de un tipo de estas interacciones las cuales actúan simultáneamente. N N N N N N

51 La importancia de las interacciones intermoleculares Las interacciones intermoleculares, aunque son más débiles que las covalentes o las iónicas, determinan muchas propiedades como la solubilidad, los puntos de fusión y de ebullición así como las estructuras terciarias de muchas biomoléculas como las proteínas y los ácidos nucleicos. Por lo anterior son de enorme importancia.

52 Puentes de hidrógeno Facultad de Química importantes

53 Puentes de hidrógeno en biomoléculas Facultad de Química

54 Puentes de hidrógeno en biomoléculas Puentes de H intramoleculares Las hélices alfa en las proteínas

55 Ion-dipolo (ejercicio) Señala en la figura a dos especies que participen en una interacción del tipo: a) ion-dipolo. Se presentan entre especies cargadas eléctricamente con especies polares, es decir, aquellas con enlaces polares cuyas geometrías den por resultado un momento dipolar diferente de cero. N N N N Cl H H Cl N N

56 Un mundo de interacciones Las interacciones químicas, tanto las fuertes como las débiles, están presentes simultáneamente en los matraces de reacción de los laboratorios, en las estructuras geológicas, en el cielo y el mar, así como en los sistemas vivos.

57 Los diferentes tipos de compuestos Triángulos de Van Arkel-Ketelaar

58 El ADN (Ácido DesoxirriboNucleico) Facultad de Química

59 Señala a las moléculas que sean polares N N H H H H C H H H Calificación: