18/10/2010 TEMA 2. CONTENIDO. Continuación Tema 2. Prof(a): María Angélica Sánchez Palacios

Transcripción

1 Continuación Tema 2 Prof(a): María Angélica Sánchez Palacios TEMA 2. 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 enlace según relación a la tabla periódica. Enlace iónico, enlace metálico. Enlace covalente. Energía de enlace y orden de enlace. Enlace covalente polar. rbitales híbridos. Repulsión entre pares de y forma de las moléculas. Polaridad de las moléculas. Propiedades de los estados agregados y su relación con el tipo de enlaces: iónicos, metálicos, Van Der Waals, ion dipolo y puente de hidrógeno. 1 2 Modelode Repulsiónde los Pares Electrónicosde la Capade Valencia(): Distribución de los pares electrónicos que rodean el átomo Predicción de la geometría de las moléculas, mediante la repulsión electroestática de pares de compartidos y libres. Átomo sin pares de e - libres 0 pares de libres AB lineal lineal Cl Be Cl B B 2 átomos enlazados al átomo 3 4 1

2 AB lineal lineal AB plana plana 5 6 AB lineal lineal AB planar planar AB tetraédrica tetraédrica 7 8 2

3 AB lineal lineal AB plana plana AB tetraédrico tetraédrico AB AB lineal lineal AB plano plano AB tetraédrico tetraédrico AB AB octaédrico octaédrico

4 Comparación de fuerzas de repulsión entre pares de pares compartidos, pares libres y entre un par compartido y uno libre Molecular determina Propiedades ísicas y Químicas Punto fusión y ebullición Densidad Tipo de reacción en que puede participar uerzas de Repulsión disminuyen: pares libres vs. pares libres pares libres > > vs. pares compartidos pares compartidos vs. pares compartidos AB plana AB 2 E 2 1 plana plana doblada AB tetraédrica tetraédrica AB 3 E 3 1 tetraédrica piramidal

5 AB tetraédrico tetraédrico AB 3 E 3 1 tetrahédrico piramidal AB 2 E tetraédrico doblada AB AB 4 E 4 1 tetraedro deformado AB AB 4 E 4 1 tetraedro deformado AB AB 4 E 4 1 tetraedro deformado AB 3 E orma de T AB 3 E en forma de T Cl AB 2 E lineal I I 19 I 20 5

6 AB octaédrico octaédrico AB 5 E 5 1 octaédrico piramidal cuadrada Br AB octaédrico octaédrico AB 5 E 5 1 octaédrico piramidal cuadrada AB 4 E octaédrico cuadrada plana Xe Predicción de la geometría 1. Escribir la estructurade Lewis para una molécula. 2. Contar el número de pares de y el número de átomos. 3. Usar el para predecir la geometría de la molécula. 4. En cuantoal angulo(dependede los pares de e - libres) Cuálesla geometría del S 2 y del S 4? S AB 4 E AB 2 E S tetraedro deformado

7 Momentos dipolares y moléculas polares Efecto de un campo eléctrico externo en moléculas polares Regiónde baja densidadelectrónica Regiónde alta densidadelectrónica δ+ δ Desplazamiento de densidad electrónica δseparación de carga resultante Momentodipolar µ = Q x r Q esel productode la carga r esla distanciaentre dos cargas En ausencia En presencia 1 D (Debye)= 3.36 x C m C= Coulomb, m= metro δpositiva Como se determina el momento dipolar de una molécula? 1- Electronegatividad 2- de la molécula Cuálesde lassiguientesmoléculastienenun momentodipolar? 2, C 2, S 2, y C 4 S Densidad electrónica hacia el Nitrógeno Densidad electrónica se aleja del Nitrógeno momento dipolar (molécula polar) momento dipolar (molécula polar) C C momentono dipolar (molécula no polar) momento no dipolar (molécula no polar)

8 Tieneel B 3 un momentodipolar? TieneC 2 Cl 2 un momentodipolar? Cl C Cl Trigonal Plana - No tiene momento dipolar Los momentos de enlace no se cancelan Tiene momento dipolar Cómoexplicala teoriade Lewis los enlaces en 2 y 2? Compartiendo dos entre dos átomos. Energía de enlace Longitud de enlace Solapamiento de kj/mol 74 pm 2 1s kj/mol 142 pm 2 2p Teoría del enlace valencia los enlaces se forman compartiendo mediante solapamiento de orbitales átomicos

9 Cambio en la energía potencial de dos átomos de hidrógeno en función de la distancia que los separa ibridación Combinación de 2 o más orbitales atómicos no equivalentes, del mismo átomo (en general, el átomo ) para formar un conjunto de orbitales híbridos 1. Al mezclar al menos 2 orbitales diferentes, se forman los orbitales híbridos, los cuales tienen una forma distinta a los originales. 2. El número de orbitales híbridos es igual al número de orbítales puros, usados en la hibridación. 3. Los enlaces covalentes están formados por: a. La superposición de orbitales híbridos con orbitales atómicos. b. La superposición de orbitales híbridos con orbitales híbridos. Variación en la densidad electrónica de dos átomos de hidrógeno mientras se aproximan uno al otro ibridación sp 3 ibridación sp 3 C 4 (1) C 1s 2 2s 2 2p 2 (4) 1s 1 e - valencia N 3 (1) N 1s 2 2s 2 2p 3 (3) 1s 1 1s + 3p= ibridación sp 3 Mezcla: 1 orbital s + 3 orbitales p ibridación sp 3 1 Par libres 3 Electrones compartidos ó enlazantes

10 Si los enlaces se forman a partir de un solapamiento de 3 orbitales (2p del nitrógeno y 1s en cada átomo de hidrógeno), cuál sería la geometría de la molécula del N 3? orma de orbitales híbridos sp3 (1s + 3p) Con 3 orbitales2p el ánguloseríade 90 0 El ángulode enlace del -N- es ? Predicción del ángulo de enlace Tetraédrica explica el ángulo de enlace ibridación sp 2 B 3 (1) B 1s 2 2s 2 2p 1 (3) 1s 2 2s 2 2p 5 e - valencia Mezcla: 1 orbital s + 2 orbitales p ibridación sp

11 BeCl 2 (1) Be 1s 2 2s 2 18/10/2010 Enlace Pi (π) Reparto de la densidad electrónica del enlace arriba y abajo del eje de enlace, entre los átomos Etileno C 2 -C 2 Enlace Doble (1σ+ 1π) Enlace Sigma (σ) Reparto de la densidad electrónica entre los 2 átomos ormación de orbitales híbridossp 2 ibridación sp (3) Cl 1s 2 2s 2 2p 5 e - valencia Mezcla: 1 orbital s + 1 orbital p ibridación sp

12 AcetilenoC 2 2 -C-C- Enlace Triple (1σ+2π) Descripcióndel enlace en el C 2. ormación de orbitales híbridos sp C C 3 átomos unidos, 0 pares de libres C sp

13 ibridación sp 3 d 2 Como predecir la hibridacióndel átomo? S 6 (1) S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 6 e- valencia 3s 3p 3d 1. Escriba la estructura de Lewis de la molécula. 2. Cuente el número de pares de libres y el de átomos. # de pares de libres + # átomos unidos ibridación Ejemplos 2 sp BeCl 2 Mezcla: 1 orbital s + 3 orbitales p + 2 orbitales d 3 sp 2 B 3 4 sp 3 C 4, N 3, 2 ibridación sp 3 d 2 5 sp 3 d PCl 5 6 sp 3 d 2 S Enlaces Sigma (σ) y Pi (π) Enlace simple 1 enlace sigma Enlace doble 1 enlace sigma y 1 enlace pi Enlace triple 1 enlace sigma y 2 enlaces pi Cuantos enlaces σ y π hay en la mólecula del ácido acético (vinagre) C 3 C? enlaces σ = 6 +1 = 7 = σ C C π=

14 Experimentalmentese observa queel 2 esparamagnético Nivelesde energíade enlace y de antienlaceen el M del hidrógeno( 2 ). No hay e - libres en el centro Deberíaser diamagnético Un orbital tiene menos energía y mayor estabilidad que los orbitales átomicos que lo formaron. Teoríadel orbital (M): los enlaces covalentesse formana partirde la interacciónde los orbitalesatómicosde los átomosque se enlazan y están relacionados en la molécula total. Un antienlace orbital tiene más energía y menor estabilidad que los orbitales átomicos que lo formaron Dos interaccionesposibles entre dos orbitalesequivalentesp Niveles de energía caso: Li 2 Configuración electrónica 1s 2 2s 1 (2 átomos Li) total 6 e - 2p x orma enlace covalente sencillo 2p y ó 2p z En general, un orbital σ de enlace es mas estable que orbital π de enlace

15 Diagrama general de niveles de energía de M Configuraciones de orbitales es(m) 1. El número de orbitales es (M) siempre es igual al número de orbitales atómicos combinados. 2. Entre más estable es el enlace M, menos estable es el antienlace correspondiente. 3. Los M se llenan de acuerdocon su nivelde energía. 4. Cada M puede tener hasta dos. 5. Se utiliza la reglade und cuandose añaden, a los M del mismo nivel de energía. 6. El número de en los M esigual a la sumade todos los en los átomos unidos Aplicando principio Pauli y para comparar estabilidad de las especies (# e en M deenlace e en M deantienlace ) 1 orden deenlace = # 2 ½ 1 ½ 0 1 indica: 1 enlace covalente, molécula estable; 0 ó negativo indica molécula inestable 59 e- totales molécula 2e - 10e - X Diamagnético 60 15

16 Benceno C 6 6 Densidad electrónica por encima y por debajo del plano de la molécula Los orbitales es deslocalizados no están confinados entre dos átomos enlazados adyacentes, sino que en realidad están dispersos sobre tres o más átomos. Gracias por su atención