ESTRUCTURA DE LA MATERIA

Transcripción

1 ESTRUCTURA DE LA MATERIA ESTRUCTURA DE LA MATERIA ESTRUCTURA DE LA MATERIA 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 0 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 1 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 2 1

2 ESTRUCTURA DE LA MATERIA ESTRUCTURA DE LA MATERIA ESTRUCTURA DE LA MATERIA 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 3 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 4 04/05/18 FUNDAMENTOS DE LA MECÁNICA CUÁNTICA 5 2

3 ESTRUCTURA DE LA MATERIA Las propiedades periódicas Comportamiento general: PI = potencial de ionización c = electronegatividad AE = afinidad electrónica CM = carácter metálico RI = radio iónico RA = radio atómico 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 6 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 7 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 8 3

4 E H H DE=4.52eV H 2 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 9 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 10 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 11 4

5 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 12 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 13 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 14 5

6 Las Unidades de energía Propiedades espectroscópicas: λ λ ν E E ν 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 15 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 16 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 17 6

7 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 18 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 19 Introducción Estudiar la química de 109 o más elementos, es una labor titánica. Una manera inteligente de hacerlo requiere que además de catalogar los datos de cada elemento, busquemos los principios sobre los que descansa el fenómeno químico Si tenemos éxito, habremos conseguido los principios tanto empíricos, como teóricos que nos permitirán correlacionar el comportamiento químico conocido con cantidades fundamentales Esto a su vez nos permitirá predecir dicho comportamiento en situaciones desconocidas Para poder estudiar el fenómeno químico, es necesario descomponerlo en términos de: su estructura y de sus procesos reactivos 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 20 7

8 Introducción La estructura de las sustancias químicas tiene muchas facetas La primera claro, debe establecer su estequiometría Inmediatamente después, se debe caracterizar la simetría que tienen los átomos que la componen o si se prefiere la distribución espacial que tienen estos Si queremos llevar este proceso un poco más allá, será necesario emplear métodos experimentales que nos indiquen cuantitativamente como es este arreglo Introducción Al tratar los procesos reactivos, también tendremos que considerar varios factores El primero, es el de establecer cual es la energética de la molécula El siguiente factor que debemos considerar es el de si esta sustancia reaccionará, Primero con que y después cuanto Finalmente nos gustaría saber de que manera esta sustancia puede reaccionar Configuración de gas noble y estabilidad Los gases nobles son notables por su gran resistencia a combinarse con cualquier sustancia Es decir son muy estables químicamente Todos ellos (excepto el He) tienen en común la misma configuración electrónica en su capa de valencia Es decir: 8e - en la última capa 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 21 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 22 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 23 8

9 Valencia y número de oxidación Valencia La capacidad que tiene un elemento para combinarse con otros Estado o número de oxidación Es un número determinado teóricamente usando un conjunto de reglas, empleado para llevar la cuenta de los electrones del sistema y se calcula usando estas reglas: 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 24 Valencia y número de oxidación Reglas de asignación: El número de oxidación de un elemento libre es cero El número de oxidación de un ion monoatómico es su carga, incluido el signo La suma algebraica de los números de oxidación de una molécula poliatómica es cero En un ion poliatómico es igual a la carga del ion En combinaciones de elementos el más electronegativo tiene su número negativo carácterístico (igual a su valencia) el más electropositivo un número positivo. 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 25 Estados de oxidación Se puede predecir si se consideran estas reglas: Al formar moléculas o iones los átomos buscan el arreglo más estable de sus electrones de valencia Capa cerrada y completa Los electrones se pierden o comparten por pares Los posibles números de oxidación de un mismo elemento generalmente difieren en dos unidades 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 26 9

10 Estados de oxidación Los estados de oxidación más comunes: Familia 1: (ns 1 ) s 2, s 2 p 6 : +1 Familia 2: (ns 2 ) s 2, s 2 p 6 : +2 Familia 12: (n-1d 10 ns 2 ) d 10 : +2 Familia 13: (ns 2 np 1 ) ns 2 : +1 ns 0 : +3 Familia 14: (ns 2 np 2 ) ns 2 : +2 ns 0 : +4 Familia 15: (ns 2 np 3 ) ns 2 np 6 : -3 ns 2 : +3 ns 0 : +5 Familia 16 (ns 2 np 4 ) ns 2 np 6 : -2, +2, +4, +6 Familia 17 (ns 2 np 5 ) ns 2 np 6 : -1, +1, +3, +5, +7 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 27 Estabilidad y configuración Considerando lo anterior, parece razonable sugerir que los átomos serán más estables si pierden o ganan electrones para tener su última capa como la de un gas noble Excepto por H y He, a todos los demás serán más estables si tienen 8 e - en su última capa Para ello un átomo habrá obtener electrones de algún lugar Dónde hay electrones? Pues en los átomos! Dependiendo del tipo de combinación, será posible que un átomo: Pueda ganar o perder electrones Compartir electrones 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 28 Clasificación de las sustancias 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 29 10

11 Una clasificación de las sustancias Como nos imaginamos cada caso? Como nos imaginamos cada caso? 4/5/18 INTERACCIONES QUÍMICAS 30 4/5/18 INTERACCIONES QUÍMICAS 31 4/5/18 INTERACCIONES QUÍMICAS 32 11

12 Como nos imaginamos cada caso? Como nos imaginamos cada caso? Clasificación de las fuerzas químicas 4/5/18 INTERACCIONES QUÍMICAS 33 4/5/18 INTERACCIONES QUÍMICAS 34 4/5/18 INTERACCIONES QUÍMICAS 35 12

13 Clasificación de las fuerzas químicas Clasificación de las fuerzas químicas Clasificación de las fuerzas químicas 4/5/18 INTERACCIONES QUÍMICAS 36 4/5/18 INTERACCIONES QUÍMICAS 37 4/5/18 INTERACCIONES QUÍMICAS 38 13

14 Clasificación de las fuerzas químicas Tipos de enlace Tipos de enlace Para mostrar esto, vale la pena presentar dos casos extremos: En el Cl 2 tenemos dos átomos iguales y entonces el par electrónico está compartido en ambos átomos por igual Por otro lado en el NaCl el electrón 3s del Na se incorpora en la estructura electrónica del átomo de Cl quedando el sodio despojado de su electrón formando el catión Na + y por su parte el cloro genera al anión Cl -, dando a lugar a una malla iónica La mayoría de las sustancias tienen un carácter del enlace que forman, que está entre estos dos extremos 4/5/18 INTERACCIONES QUÍMICAS 39 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 40 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 41 14

15 Tipos de enlace Un concepto muy útil para describir como comparten sus electrones un par de átomos es el de polaridad del enlace Podemos definir los enlaces así: Un es aquel en el cual los electrones están compartidos igualmente por los dos átomos Un es aquel donde uno de los átomos tiene mayor atracción por los electrones que el otro Si esta atracción relativa es suficientemente grande, el enlace es un 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 42 Tipos de enlace Podemos usar la diferencia en la electronegatividad Δχ entre dos átomos para conocer la polaridad de su enlace: Compuesto F 2 HF LiF Δχ = (χ A -χ B ) = = =3.0 Covalente Covalente Tipo no-polar polar El enlace en H-F puede representarse así: Iónico Los símbolos δ+ y δ- indican las cargas parciales positiva y negativa respectivamente. La flecha indica hacia donde jalan los electrones 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 43 Tipos de enlace En el F 2 los electrones están compartidos igualmente entre los dos átomos El enlace es covalente no-polar En el HF el átomo de F tiene mayor electronegatividad que el átomo de H, Los electrones no se comparten igualmente, el átomo de F atrae más densidad electrónica que el átomo de H El enlace es covalente polar. En el LiF, la electronegatividad del átomo de F es suficientemente grande como para despojar completamente de su electrón al Li y el resultado es Un enlace iónico 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 44 15

16 Tipos de enlace La regla general para predecir el tipo de enlace se basa en las diferencias de electronegatividades de los átomos que constituyen el enlace: Si las electronegatividades son iguales, la diferencia de electronegatividad es 0, y el enlace es covalente no-polar Si la diferencia de electronegatividades es mayor que 0 pero menor que 2.0, el enlace es covalente polar Si la diferencia entre las electronegatividades de los dos átomos es de 2.0, o mayor, el enlace es iónico Momento dipolo! µ = q r e Momento dipolo 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR TERMODINÁMICA QUÍMICA TERMODINÁMICA QUÍMICA 47 16

17 Cálculo del momento dipolo Porcentaje de carácter iónico Porcentaje de carácter iónico! µ χ χ = Δ χ AB A B! µ χ χ = HCl Cl H ( )D = 0.9D #30!C!m! m = C HF HCl r(pm) μ calc (D) μ obs (D) % CI=(μ obs / μ cal ) HBr HI TERMODINÁMICA QUÍMICA = TERMODINÁMICA QUÍMICA TERMODINÁMICA QUÍMICA 49 17

18 Porcentaje de carácter iónico y χ Porcentaje de carácter iónico y χ Electronegatividad y enlace %CI = 16( Δχ )+3.5( Δχ ) 2! %CI = 16( 0.54)+3.5( 0.54) 2 = 9.7! %CI AB = 1 e 1 4 χ A χ ( B) 100! TERMODINÁMICA QUÍMICA TERMODINÁMICA QUÍMICA TERMODINÁMICA QUÍMICA 53 18

19 Triángulo de Van Arkel-Ketalaar Para poder presentar los diferentes tipos de enlace gráficamente y ver el grado de variación, alrededor de 1940 se proponen este triángulo: Diferencia de electronegatividad Electronegatividad Promedio % de carácter iónico % de carácter covalente 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 54 Tetraédro de Laing 5/4/18 ESTRUCTURA MOLECULAR 55 19