QUÍMICA ESTRUCTURAL II

Transcripción

1 transparent 7 de noviembre de 2013

2 Enlace Covalente

3 Enlace Covalente Compartición electrónica entre los átomos implicados

4 Enlace Covalente Compartición electrónica entre los átomos implicados Los electrones se encuentran localizados

5 Enlace Covalente Compartición electrónica entre los átomos implicados Los electrones se encuentran localizados Agrupaciones de 2 o n átomos

6 Enlace Covalente Compartición electrónica entre los átomos implicados Los electrones se encuentran localizados Agrupaciones de 2 o n átomos Tipos de enlace covalente:

7 Enlace Covalente Compartición electrónica entre los átomos implicados Los electrones se encuentran localizados Agrupaciones de 2 o n átomos Tipos de enlace covalente: Sencillo (Cl Cl, H Cl, NH 3,... ) Unión Doble (O O, O C O, H 2 C CH 2,... ) Triple (N N, HC CH,... )

8 Enlace Covalente Compartición electrónica entre los átomos implicados Los electrones se encuentran localizados Agrupaciones de 2 o n átomos Tipos de enlace covalente: Sencillo (Cl Cl, H Cl, NH 3,... ) Unión Doble (O O, O C O, H 2 C CH 2,... ) Triple (N N, HC CH,... ) Polaridad { Polar (HCl, H2 O, PH 3,... ) Apolar (Cl 2, CH 4, BCl 3,... )

9 Enlace Covalente Compartición electrónica entre los átomos implicados Los electrones se encuentran localizados Agrupaciones de 2 o n átomos Tipos de enlace covalente: Sencillo (Cl Cl, H Cl, NH 3,... ) Unión Doble (O O, O C O, H 2 C CH 2,... ) Triple (N N, HC CH,... ) Polaridad { Polar (HCl, H2 O, PH 3,... ) Apolar (Cl 2, CH 4, BCl 3,... ) Par electrónico { Normal (HCl, SiH4,... ) Coordinado (NH + 4, H 2 SO 4,... )

10 Teoria de enlace de Valencia, TEV (1927) Existen e desapareados en O.A. Los átomos mantienen su individualidad en la molécula El solapamiento de O.A O.M. Se generan tantos enlaces como e desapareados

11 Teoria de enlace de Valencia, TEV (1927) Existen e desapareados en O.A. Los átomos mantienen su individualidad en la molécula El solapamiento de O.A O.M. Se generan tantos enlaces como e desapareados Tipos de enlace: Enlace σ : s s, s p z, s d z 2, p z p z, p z d z 2, d z 2 d z 2 Enlace π : p x p x, p y p y, p x d xz, p y d yz, d xz d xz, d yz d yz Enlace δ (elementos de transición): d x 2 y 2 d x 2 y 2, d xy d xy Fortaleza de enlace: σ > π > δ

12 Teoria de enlace de Valencia, TEV (1927) Existen e desapareados en O.A. Los átomos mantienen su individualidad en la molécula El solapamiento de O.A O.M. Se generan tantos enlaces como e desapareados Tipos de enlace: Enlace σ : s s, s p z, s d z 2, p z p z, p z d z 2, d z 2 d z 2 Enlace π : p x p x, p y p y, p x d xz, p y d yz, d xz d xz, d yz d yz Enlace δ (elementos de transición): d x 2 y 2 d x 2 y 2, d xy d xy Fortaleza de enlace: σ > π > δ Molécula O 2 (1σ + 1π)

13 Teoria de Orbitales Moleculares, TOM ( ) La molécula se trata como un átomo compuesto por varios nucleos Los e se localizan en O.M. La combinación de 2 O.A. 2 O.M. (enlazante y antienlazante)

14 Teoria de Orbitales Moleculares, TOM ( ) La molécula se trata como un átomo compuesto por varios nucleos Los e se localizan en O.M. La combinación de 2 O.A. 2 O.M. (enlazante y antienlazante) Orbital σ : s s, s p z, p z p z Orbital π : p x p x, p y p y Tipos de enlace: Orden de Energía para los O.M. en moléculas diatómicas homonucleares: σ 1s < σ 1s < σ 2s < σ 2s < σ 2pz < π 2px = π 2py < π 2p x = π 2p y < σ 2p z

15 Teoria de Orbitales Moleculares, TOM ( ) N 2 σ 2 1sσ 2 1sσ 2 2sσ 2 2sπ 2 2p x π 2 2p y σ 2 2p z = O.E = 6 2 = 3 O 2 σ 2 1sσ 2 1sσ 2 2sσ 2 2sσ 2 2p z π 2 2p x π 2 2p y π 1 2p x π 1 2p y = O.E = 4 2 = 2

16 Geometria Molecular / Teoria de Hibridación I HIBRIDACIÓN SP (Geometría Lineal)

17 Geometria Molecular / Teoria de Hibridación I HIBRIDACIÓN SP (Geometría Lineal) HIBRIDACIÓN SP 2 (Geo. Trigonal Plana)

18 Geometria Molecular / Teoria de Hibridación II HIBRIDACIÓN SP 3 (Geometría Tetraédrica) El átomo de Carbono

19 Geometria Molecular / Teoria RPECV o VSEPR

20 Fuerzas Intermoleculares Fuerzas Intermoleculares e Interiónicas Atractivas Fuerzas Coulombianas { Ión - Ión (250 kj/mol) Ión - Dipolo (15 kj/mol)

21 Fuerzas Intermoleculares Fuerzas Intermoleculares e Interiónicas Atractivas Fuerzas Coulombianas { Ión - Ión (250 kj/mol) Ión - Dipolo (15 kj/mol) Fuerzas de Van der Waals Keeson Dipolo - Dipolo (2 0, 3 kj/mol) Debye Dipolo - Dipolo Inducido (0, 05 kj/mol) London Dipolo Instantáneo - Dipolo Inducido (2 kj/mol)

22 Fuerzas Intermoleculares Fuerzas Intermoleculares e Interiónicas Atractivas Fuerzas Coulombianas { Ión - Ión (250 kj/mol) Ión - Dipolo (15 kj/mol) Fuerzas de Van der Waals Keeson Dipolo - Dipolo (2 0, 3 kj/mol) Debye Dipolo - Dipolo Inducido (0, 05 kj/mol) London Dipolo Instantáneo - Dipolo Inducido (2 kj/mol) Enlace de Hidrógeno Caracter de enlace localizado Unión del H con F, O y N Tipo especial de interacción dipolo-dipolo (20 kj/mol)

23 Sustancias Moleculares y Sustancias Covalentes Sustancias Moleculares Apolares (H 2, CH 4,... ) o Polares (H 2 O, NH 3,... ).

24 Sustancias Moleculares y Sustancias Covalentes Sustancias Moleculares Apolares (H 2, CH 4,... ) o Polares (H 2 O, NH 3,... ). Puntos de Fusión y Ebullición Bajos

25 Sustancias Moleculares y Sustancias Covalentes Sustancias Moleculares Apolares (H 2, CH 4,... ) o Polares (H 2 O, NH 3,... ). Puntos de Fusión y Ebullición Bajos Existen Gases (O 2, N 2, CH 4,... ), Liquidos (H 2 O, Br 2,... ) o Solidas (I 2, C 6 H 12 O 6,... ).

26 Sustancias Moleculares y Sustancias Covalentes Sustancias Moleculares Apolares (H 2, CH 4,... ) o Polares (H 2 O, NH 3,... ). Puntos de Fusión y Ebullición Bajos Existen Gases (O 2, N 2, CH 4,... ), Liquidos (H 2 O, Br 2,... ) o Solidas (I 2, C 6 H 12 O 6,... ). No conducen la electricidad.

27 Sustancias Moleculares y Sustancias Covalentes Sustancias Moleculares Apolares (H 2, CH 4,... ) o Polares (H 2 O, NH 3,... ). Puntos de Fusión y Ebullición Bajos Existen Gases (O 2, N 2, CH 4,... ), Liquidos (H 2 O, Br 2,... ) o Solidas (I 2, C 6 H 12 O 6,... ). No conducen la electricidad.

28 Sustancias Moleculares y Sustancias Covalentes Sustancias Moleculares Apolares (H 2, CH 4,... ) o Polares (H 2 O, NH 3,... ). Puntos de Fusión y Ebullición Bajos Existen Gases (O 2, N 2, CH 4,... ), Liquidos (H 2 O, Br 2,... ) o Solidas (I 2, C 6 H 12 O 6,... ). No conducen la electricidad. Sustancias Covalentes, Atómicas o Reticulares Puntos de Fusión y Ebullición Altos.

29 Sustancias Moleculares y Sustancias Covalentes Sustancias Moleculares Apolares (H 2, CH 4,... ) o Polares (H 2 O, NH 3,... ). Puntos de Fusión y Ebullición Bajos Existen Gases (O 2, N 2, CH 4,... ), Liquidos (H 2 O, Br 2,... ) o Solidas (I 2, C 6 H 12 O 6,... ). No conducen la electricidad. Sustancias Covalentes, Atómicas o Reticulares Puntos de Fusión y Ebullición Altos. Solidos duros

30 Sustancias Moleculares y Sustancias Covalentes Sustancias Moleculares Apolares (H 2, CH 4,... ) o Polares (H 2 O, NH 3,... ). Puntos de Fusión y Ebullición Bajos Existen Gases (O 2, N 2, CH 4,... ), Liquidos (H 2 O, Br 2,... ) o Solidas (I 2, C 6 H 12 O 6,... ). No conducen la electricidad. Sustancias Covalentes, Atómicas o Reticulares Puntos de Fusión y Ebullición Altos. Solidos duros Aislantes e Insolubles en cualquier disolvente

31 Sustancias Moleculares y Sustancias Covalentes Sustancias Moleculares Apolares (H 2, CH 4,... ) o Polares (H 2 O, NH 3,... ). Puntos de Fusión y Ebullición Bajos Existen Gases (O 2, N 2, CH 4,... ), Liquidos (H 2 O, Br 2,... ) o Solidas (I 2, C 6 H 12 O 6,... ). No conducen la electricidad. Sustancias Covalentes, Atómicas o Reticulares Puntos de Fusión y Ebullición Altos. Solidos duros Aislantes e Insolubles en cualquier disolvente Forman redes cristalinas (Diamante C, cuarzo SiO 2,... ).