e n l a c e s q uÍ m i c o s(97 2003)

1

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