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INSTITUCIÓN EDUCATIVA “JULIO CÉSAR GARCIA”ÁREA DE CIENCIAS NATURALES Y EDUCACIÓN AMBIENTAL
PROFESOR: EDUARDO JAIME VANEGAS LONDOÑOENLACES QUÍMICOS
TEMARIO•La química en el siglo XIX
•Dalton•Experimentos electroquímicos•Teoría de los tipos•Valencia•Clasificación de los elementos
•La estructura electrónica de los átomos•El modelo de Bohr•Ideas principales de la mecánica cuántica
• Partícula en una caja• Átomo de hidrógeno y su espectro
•Átomos polielectrónicos•Propiedades periódicas
•Enlace iónico•La energía de formación de un enlace iónico•Entalpía de red•Ciclo de Born-Haber•Radio iónico
•Enlace covalente•El enlace del par compartido•Teoría de Lewis•Regla del octeto•Resonancia•El enlace covalente coordinado
•Estructura de las moléculas• La teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (VSEPR)
•Enlaces polares•Concepto y escalas de electronegatividad•Polaridad de una molécula
•Orbitales y enlaces químicos•La teoría de enlace de valencia•Hibridación de orbitales atómicos
Bibliografía•Cruz D., Chamizo J. A. y Garritz A.Estructura atómica: Un enfoque químico.Addison-Wesley Iberoamericana. México 1991•De la Selva T.De la alquimia a la químicaFondo de Cultura Económica. México 2000
Definir los siguientes términos:
•Átomo•Molécula•Valencia•Estructura molecular•Peso atómico•Masa atómica•Tabla periódica
Dalton (1766-1844)
CONCEPTOS DE ÁTOMOS Y MOLÉCULAS
Antecedentes: Newton (mecánica clásica)Lavoisier (conservación de la materia)Priestley CavendishProustRichter
} Gases
} Primeras ideas deCombinación química
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON (1808 Y 1810)•La materia está compuesta de partículas muy pequeñas (que no podemos ver)llamadas átomos.•Los átomos de un elemento son idénticos en todas sus propiedades.•Diferentes elementos están hechos a partir de diferentes átomos.•Los compuestos químicos se forman de la combinación de átomos de dos o máselementos, en un átomo compuesto.•Los átomos son indivisibles y conservan sus característicasdurante las reacciones químicas.•En cualquier reacción química, los átomos se combinan en proporcionesnuméricas simples. Por ejemplo, un átomo de A se combina con un átomo de B,dos de A con tres de B, y así sucesivamente.
Actividad:•Discutir los conceptos que ahora prevalecen en la química.•Discutir las errores que contiene la teoría de Dalton.
http://www.chemsoc.org/exemplarchem/entries/2001/robson/symbolspart1.htm
El concepto de átomo generó controversia!
GAY-LUSSAC (1808)
Después de estudiar reacciones en gases concluye
..los gases se combinan siempre en la relación más simplecuando interactúan entre sí, siendo las relaciones 1:1, 1:2 y 1:3.
1 volumen de nitrógeno+3 volúmenes de hidrógeno=2 volúmenes de amoníaco1 volumen de oxígeno+2 volúmenes de hidrógeno=2 volúmenes de agua1 volumen de nitrógeno+1 volumen de oxígeno=1 volumen de monóxido de nitrógeno1 volumen de hidrógeno+1 volumen de cloro=1 volumen de cloruro de hidrógeno
Resultados nunca aceptados por Dalton
Tomemos el último ejemplo para mostrarel malestar de Dalton
H
+
Cl HCl HCl
¿CUÁL SERÍA LA PREDICCIÓN DE DALTON?
AMADEO AVOGADRO (1776-1856)
Hipótesis de Avogadro•Los átomos de un gas pueden combinarse entre sí, formandomoléculas integrales (átomos compuestos) de dos o másátomos del mismo elemento.•Volúmenes iguales de diferentes gases deben de contenerel mismo número de moléculas.
Uso de las ideas de Avogadro
H
+
Cl HCl HCl
En 1814 Ampère propuso ideas similares
Ambos investigadores fueron ignoradospor una vaca sagrada (Jans J. Berzelius)
EXPERIMENTOS ELECTROQUÍMICOS
William Nicholson (1753-1815)Anthony Carlisle (1768-1840)
Agua + paso de corriente Hidrógeno + oxígeno
El enlace químico es de naturaleza eléctrica!!!!!!!
Humphry Davy (1778-1829)
Lo que se le ponía enfrente
sales Sodio y Potasio
Jans J. Berzelius (1779-1848)
Los átomos de los elementos son dipolos eléctricos conuna carga predominantemente positiva o negativa, exceptoel hidrógeno que es neutro.
Dipolo eléctrico +
-
Expresión para un dipolo
Electrostática del dipolo eléctrico
a
a
r
+Q
-Q
Recordar la ley deCoulomb
Berzelius negaba la existencia de moléculas poliatómicascon átomos del mismo elemento ¿porqué?
Como los átomos tenían cargas eléctricas
HK O
Carga negativa
Sus ideas funcionaban bien en sales pero en compuestos orgánicos fallaban
Compuestos orgánicos e inorgánicos
•Orgánicos: Formados a partir de una fuerza vital
•Inorgánicos: Gobernados por leyes químicas y físicasde la naturaleza no viviente
Experimento de Friedrich Wöhler 1828
Cianato de amonio(inorgánico)
Urea(orgánico)
Isómeros!!
Teoría de Tipos
Amoniaco
HHH
N
C2H5
HH N
C2H5
C2H5
HN
Agua
HH O
C2H5
HO C2H5
C2H5
O
HH +
ClCl =
HClHCl +
HClHCl
C2H5
H +ClCl =
HCl +
C2H5
Cl
Hidrocarburos del tipo H2
Concepto de isómero!(problema 1.8 butano)
Hidrógeno
Kolbe (1818-1884)
Fórmulas de los tipos a fórmulas estructuralesLa química como una ciencia básica
Valencia
Edward Frankland (1825-1899)
Fundador de la organometálica
Leer cita en la página 14
Valencia: Poder de combinación
Kekulé (1829-1896) y Couper (1831-1896)
Química orgánica estructural
Átomo de carbono tetravalente
Lectura de la página 18 y anécdota de Kekulé
La Tabla Periódica
La Tabla periódica
•Los pesos atómicos•Ley de Dulong y Petit•Ley del isomorfismo•La ley periódica
Xe sobre Ni
Xe sobre Ni
Fe sobre Cu
Descubrimiento del electrón1897 Rayos catódicos (relación m/e)J. J. Thomson
1909-1913 Carga del electrónMillikan
Espectro electromagnético
λν=c
c=3x108 m/s
E=A sen2π(x/λ-νt)
λ=7800-6220(Å)..Rojo (encontrar la frecuencia)
Radiación del cuerpo negro
Hipótesis de Planck (1900)La radiación se emite en paquetes de energíaE=n h ν
h=6.6262x10-34 J s Constante de Planck
Explicación del efecto fotoeléctrico
Einstein (1905)
Las ondas se comportan como partículas con energíaE=hν
La luz se comporta como onda y como partícula
El núcleo atómico
Geiger y Marsden (1909)Partículas alfa sobre oro
Modelo de Rutherford (1911)
Inestabilidad del modelo planetario
Espectros atómicos
Pags. 227 arriba o 28 abajo
Modelo de Bohr
Pags. 230 arriba o 30 abajo
Dualidad de la materia
De Broglie 1923
λ=h/p
p=m v; cantidad de movimiento
La ecuación de Schrödinger (1926)
Intepretación física: Max Born (1927)
El cuadrado de la función de onda es el quetiene el sentido físico.
Partícula en una caja
Atomo de hidrógeno
Principio de incertidumbre de Heisenberg (1927)
(∆ x)(∆p)̀ ħ/2
Atomos de muchos electrones
Pauli (1925): Principio de exclusión. Existencia de 4números cuánticos.Ya se sabía de las ocupaciones en los átomos.
Regla de máxima multiplicidad
Potencial de ionización
Afinidad electrónica
Propiedades electrónicas
Electronegatividad
Enlace iónico
Propiedades macroscópicas:
•En forma sólida conducen bastante mal la electricidad•Al fundirse son buenos conductores (presencia de iones, noExiste una prueba contundente de que existen)•Los compuestos tienen puntos de fusión y ebullición altos•Son sustancias frágiles (separación mecánica)•Solubles en solventes polares.
Formación del enlace iónico
Grupos IA, IIA y parte del IIIA
Grupos VIIA, VIA y el nitrógeno
Discutir propiedades atómicas
Energía de Red cristalina
•Constante de Madelung•Ecuación de Born-Landé
pags. 276-287 arriba
Estructura del NaCl
Cúbica centrada en la cara
Cloro
Estructura del ClCs
Blenda de Zinc
Azufre
CaF2
Ciclo de Born-Haber, pags. 287-290 arriba
Radios iónicos
rLi+rCl=257
rLi+rF=201
rCl-rF=56
A partir de las diferencias
Na+=Li++25 ` 3 Obtener en clase
K+=Na++32 ` 2
Rb+=K++14 ` 1
Cl-=F-+50 ` 4
Br-=Cl-+16 ̀ 1
I-=Br-+25 ` 1
- -
- -
+
r
r0
El átomo según Lewis (1916) y Langmuir (1919)
pags. 215-231 y 259-275 de arriba
Enlace covalente
•Para que exista el enlace covalente, el enlace iónico debede ser desfavorable. Por lo tanto, la energía del electrón enel átomo A debe de ser similar a la energía del electrón enel átomo B
•Estructura de las moléculas
• La teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (VSEPR)
El potencial electrostático para ver electrones
Polaridad en una molécula
Potencial electrostático del agua
NH3
Benceno
Orbitales moleculares
Molécula H2+
r
La clasificación de orbitales es análoga a la delátomo de hidrógeno
Atomo Molécula s σ p π d δ
Para un valor de R se calcula la energía del sistema
R
E
R0
Diagrama de contornos de la densidad electrónica
Teoría de orbitales moleculares(combinación lineal de orbitales atómicos)
∑=Ψi
iiC φ
Para el H2+ usaremos dos funciones atómicas
Se busca al conjunto {Ci} que minimiza la energía
Molécula H2
Cuando se combinan dos orbitales tipo s se tienen dosorbitales moleculares, cada uno con su respectiva energía
ε1
ε2
H H
Orbital ocupado
-10 -5 5 10
0.02
0.04
0.06
0.08
0.1
-10 -5 0 5 10
-10
-5
0
5
10
Orbital desocupado
-10 -5 5 10
0.02
0.04
0.06
0.08
-10 -5 0 5 10
-10
-5
0
5
10
Orbitales tipo p
-10 -5 0 5 10
-10
-5
0
5
10
Orbital pz+pz
Orbitales moleculares para el He2 y N2
La aproximación de Hartree-Fock
Función de onda que cumple con el principio de exclusión de Pauli
Ejemplo para el H2 y para el agua
Análisis de los orbitales de Hartree-Fock
Teorema de Koopmans
HOMO
LUMO
Para el agua PI=12.6 eV
Métodos semiempíricos