Sustancias_y_enlace _quimico

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Presentación Power Point #1
Las Sustancias Químicas
(.....primero...)
Y los enlaces.....
(...después...)
¿Podemos clasificar
a las sustancias?
Por estado de agregación
Estado de agregación
sólidos
líquidos
gases
Problemas....
• ¿A qué temperatura?
▫ Temperatura “ambiente”
Ga 28.5ºC, Cs 29.8ºC, DMSO 18.5ºC
• ¿A qué presión?
▫ 1-penteno: líquido
(excepto en el D.F., en La Paz Bolivia, en Bogotá, en
Toluca, en Guanajuato....
• ¿ En qué tiempo?
▫ Puré de papas, mermelada, vidrio=mito
Problemas.....
• “Semi” metales
• Metales de transición
Cu+2, Cu+1
• Gases “Nobles”
¿ Xe = He ?
• ¿Hidrógeno?
¿metal alcalino?... ¿halógeno?
Inorgánicas vs. orgánicas
SUSTANCIAS
INORGÁNICAS
De origen
mineral
SUSTANCIAS
ORGÁNICAS
Producidas por los
Seres vivos
Más problemas.....
• Ca5(PO4)3(OH)....
¿Sería entonces éste un
compuesto orgánico..?
¿Orgánico o Inorgánico?
• ....Los compuestos orgánicos son los que
contienen carbono......
… excepto los óxidos de carbono, los
carbonatos (CO32-), los tiocianatos(SCN-),
los cianuros (SCN-), los carbonilos (MCO)
metálicos, los carburos (CaC2), el
acero....
Más problemas
• Basura “inorgánica”......
... Como el plástico......
• Verduras “orgánicas”
... A diferencia de.....?
Mejor volvamos a los
estados de agregación.....
Empecemos por los sólidos
Sólidos de “alto” punto de fusión
Diamante.....
pf  4000°C (Cotton dice que es el mayor conocido...).
Grafito....
Punto de fusión  4000°C ...
Ca5(PO4)3(OH)
pf = 1600°C
Hierro
pf = 1528°C
Sal común
pf = 801
Alto punto de fusión
• Cuando las
entidades que los
forman atraen a sus
vecinos cercanos de
manera fuerte y
homogénea, nos
encontramos frente a
interacciones
multidireccionales,
donde las uniones se
dan en varias
direcciones.
• REDES
Sólidos de bajo punto de fusión
Azufre
pf  120°C
http://cst-ww.nrl.navy.mil/lattice/struk/sulfur.html
http://cst-www.nrl.navy.mil/lattice/struk.xmol/a16.xyz
Sólidos de bajo punto de fusión
• Aquí las interacciones
se dan con intensidad,
pero sólo entre
algunos átomos
vecinos y son débiles
con los otros. A esto se
le llama interacciones
de dirección
selectiva, ya que sólo
en algunas
direcciones que se da
una interacción fuerte.
• (MOLÉCULAS)
Moléculas
• En las interacciones de dirección selectiva, hay
átomos fuertemente unidos a otros átomos vecinos
(con lo que se forman moléculas),
• pero la interacción entre moléculas es
relativamente débil.
• En este caso, para pasar al estado líquido lo que se
requiere es romper las interacciones débiles entre
moléculas, por lo que el punto de fusión es bajo.
Fósforo
• Blanco, pf = 44°C
• Rojo, pf = 590°C
• Negro pf = 610°C
Gases, líquidos o sólidos de bajo punto
de fusión
• Si una sustancia está formada por
moléculas será explicable que exista como
un gas, como un líquido o como un sólido
con temperatura de fusión reducida.
En resumen
• Sólidos de alto punto de fusión:
• Interacciones
multidireccionales:
• Bajo punto de fusión (sólido,
líquidos o gases)
• Interacciones de
direccionalidad selectiva:
REDES COVALENTES O IÓNICAS
SÓLIDOS MOLÉCULARES
¿Cómo saber si los sólidos que
deseamos identificar están
formados por iones o no?
¿Qué propiedades observar?
¿Será la cristalinidad...?
¿Será la solubilidad...?
¿Será la conductividad en
disolución?
O ¿Será la conductividad en
estado líquido o sólido?
Actividad #1 (Equipo)
Clasificación de las sustancias
¿Qué punto de fusión tiene?
Azufre, diamante,
Hierro, fenol, glucosa, sal, hidroxiapatita,
Punto de fusión bajo
Punto de fusión alto
Hierro, diamante
sal, hidroxiapatita
¿Conduce
en sólido?
Si
No
hierro
fenol, glucosa, azufre,
¿Conduce
fundido o en
disolución?
diamante, sal, hidroxiapatita
No
A
Si
diamante
.
D
B
sal, hidroxiapatita
.
.
C
.
REDES COVALENTES
C-trigonal en ambas estructuras
C-tetraédrico arreglo cúbico en toda la red
a-grafito
ABAB
dC-C= 141.5 pm vs 154 (C-C en moléculas)
d entre capas= 335.4 pm
dC-C= 154.45 pm vs 141.5 pm en grafito
Diamante
b-grafito
ABCABC
REDES COVALENTES
El mejor diamante: arreglo hexagonal análogo a la wurzita (ZnS)
Diamante-Lonsdaleita
REDES COVALENTES
SiO2
b-cristobalita
REDES IÓNICAS
Na+
Cloruro de sodio
(Halita), NaCl
Cl-
Fluoruro de calcio
(Fluorita), CaCl2
Ioduro de potasio
KI
REDES METÁLICAS
Estructura cúbica centrada en el cuerpo
Hierro (Fe), Cromo (Cr), Molibdeno (Mo).
Estructura cúbica simple
Polonio (Po).
SÓLIDOS MOLECULARES
O
N H
H
Cinamida
Proteína
I2
sólido
I2
Br2
Cl2
F2
T. F.
ºC
114
-7
-101
- 220
Otro alótropo de carbono pero forma un
SÓLIDO MOLECULAR
Molécula: 12 hexágonos y 20 pentágonos
C60
Estructura: cúbica centrada en las caras
¿Qué interacciones intermoleculares mantienen unido a este sólido?
Presentación Power Point #2
Enlace químico
¿Cómo se forma?
Átomos aislados
Enlace de Van der Waals
Enlace covalente
Enlace iónico
Enlace metálico
Actividad #2 (Equipo)
Cl2(g)
Cl2(g)+2Na(s)  2NaCl(s)
Actividad #2 (Equipo)
Describa las características que tienen
los reactivos, sodio (Na) y cloro gas
{Cl2(g)} y la de los productos, cloruro
de sodio (NaCl). Escriba la ecuación
química que describe la reacción y las
observaciones durante el proceso.
Enlace covalente y enlace iónico
Compartimiento de
electrones
Transferencia de electrón
Molécula
Ión positivo Ión negativo
Enlace covalente
Enlace iónico
¿Cómo se forma un enlace químico?
Características del enlace
químico
Tipos de enlace
Enlace iónico
• Un enlace iónico es el enlace químico que
se forma por la atracción electrostática neta
que existe entre un conjunto de aniones y
cationes
Enlace metálico
• Los metales pueden concebirse como un
conjunto de iones positivos que se
encuentran ordenadamente colocados
dentro de un mar de electrones libres.
Enlace covalente
• Cuando se comparten electrones entre un
par de dos átomos, se forma entre ellos un
enlace covalente que da origen a una
molécula, en este caso diatómica, como el
H2, el CO, el Cl2, el HCl.
• (nótese que todos son gases)
Enlace covalente polar
• En el cloruro de hidrógeno, HCl, el cloro
atrae con más fuerza a los electrones que el
hidrógeno, pero los electrones se comparten
entre los dos átomos, no se han cedido de
uno a otro como en el caso de un enlace
iónico:
Decimos que el cloro es más
electronegativo
Electronegatividad
• Definición de Pauling:
Es la capacidad de un átomo en un
enlace para atraer electrones hacia sí
mismo
Comportamiento periódico
• Ojo con la “tendencia general”
Predicción del tipo de enlace
•  = 0
enlace covalente no polar
• ? <  < 0 enlace covalente
polar
•
 > ?? enlace iónico
¿Tipo de enlace...?
CsF
NaCl
LiBr
HF
BF3





=
=
=
=
=
4.0
3.0
2.8
4.0
4.0
– 0.7 = 3.3
– 0.9 = 2.1
–1.0 = 1.8
–2.1 = 1.9
–2.0 = 2.0
Óxidos
• Na2O
• CaO
• FeO
• Al2O3
 = 2.4
 = 2.5
 = 1.7
 = 2.0
• CO2  = 1.0
• NO2  = 0.5
• SO3  = 1.0
IÓNICO
NaCl
TRIÁNGULO DEL ENLACE
Na2S
MgCl2
Na3P
electronegatividad
AlCl3
Na4Si
SiCl4
Na3Al
METÁLICO
PCl5
Na2Mg
SCl6
COVALENTE
Na
Cl2
Mg
Al
Si
P4
electronegatividad
S8
Trifluoruro de boro
Azúcar
Punto de fusión
185,85 °C
Solubilidad en agua
203,9 g/100 mL
Estado de agregación
Gas (incoloro)
Punto de fusión
-126,75 °C
Solubilidad en agua
Alta (benceno,
hexano,
cloroformo)
Mármol
(90 % carbonato de calcio)
CaCO3
Punto de fusión
825-1339 °C (Desc.)
Solubilidad en agua
0,0013 g/100 mL
Cloro Cl2(g)
Estado de agregación
Gas (verdoso)
Punto de fusión
-100,9 °C
Solubilidad en agua
0,73 g/100 mL
Actividad #3 (Individual)
¿Falso o verdadero?
• 01.- (__) Los compuestos covalentes pueden formar sólidos
cristalinos.
• 02.- (__) Los compuestos gaseosos a temperatura ambiente,
son covalentes .
• 03.- (__) El gas BF3 es iónico porque entre el B y el F la
diferencia de electronegatividades es de 2.
• 04.- (__) Todo compuesto iónico se disuelve en agua y
conduce la corriente.
• 05.- (__) Los compuestos covalentes no se disuelven en agua.
• 06.- (__) Si un compuesto forma cristales a T amb., es iónico.
Presentación Power Point #3
Estructuras de Lewis
¿Cómo se hacen?
¿Para qué sirven?
Evidencias experimentales
¿ enlaces sencillos, dobles o triples?
 distancias de enlace
 energías de enlace (o de
disociación)
 “insaturación”
Longitud de los enlaces covalentes
Longitud
Triple enlace < Doble enlace < Enlace simple
Chang
Para algunas moléculas diatómicas
• Distancias
• Energías de
disociación
• F2 141pm
• O2 120pm
• N2 110pm
• 154.8 kJ/mol
• 493.6 kJ/mol
• 941.69kJ/mol
Los gases nobles presentan gran estabilidad
química, y existen como moléculas monoatómicas.
Su configuración electrónica es muy estable
y contiene 8 e- en la capa de valencia
(excepto el He).
La idea de enlace covalente fue sugerida en
1916 por G. N. Lewis:
G. N. Lewis
e- de valencia
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
Los átomos pueden adquirir
estructura
de
gas
noble
compartiendo electrones para
formar un enlace de pares de
electrones.
2
8
8
8
8
8
En el enlace sólo pueden participar los electrones de
valencia (los que se encuentran alojados en la última
capa).
Por ejemplo:
El enlace en la molécula
de agua.
Hidrógeno
Oxígeno
Hidrógeno
Símbolos de Lewis:
Son una representación gráfica para comprender donde
están los electrones en un átomo, colocando los electrones de
valencia como puntos alrededor del símbolo del elemento:
v
X
v
Elementos
representativos
Gases nobles
Tipos de pares de electrones:
1- Pares de e- compartidos entre dos átomos
(representado con una línea entre los at. unidos)
· enlaces sencillos
· enlaces dobles
· enlaces triples
2- Pares de e- no compartidos (ó par solitario)
H H
O O
N
N
Símbolos
Punto-electrón
Configuración
Elemento
Regla del octeto:
Los
átomos
se
unen
compartiendo electrones hasta
conseguir completar la última
capa con 8 e- (4 pares de e-) es
decir conseguir la configuración
de gas noble: s2p6
¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?
1- Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la molécula. Para un anión
poliatómico se le añade un e- más por cada carga negativa y para un catión se
restan tantos electrones como cargas positivas.
2- Se dibuja una estructura esquemática con los símbolos atómicos unidos
mediante enlaces sencillos (cada enlace representa a dos electrones).
3- Se calcula el nº de e- de valencia que quedan disponibles.
4- Se distribuyen los e- de forma que se complete un octeto para cada átomo.
Ejemplo 1: CH4
1) C: 1s22s2p2  4eH: 1s1  1e- x 4= 4e2)
H
H
C
H
8e-
Ejemplo 2: H2CO
1) C: 1s22s2p2  4eH: 1s1  1e- x2= 2eO: 1s22s2p4  6e2)
H
12e-
H
H
C
3) e- de v. libres: 12-6= 6
4)
H
H
C
H
O
O
H
C
O
Ejemplo 4: SO2
Ejemplo 3: SiO4-4
1) Si: 3s2p2  4eO: 2s2p4  6e- x 4 = 24e- 32 e+ 4 cargas neg.
1) S: 3s2p4  6eO: 2s2p4  6e- x 2 = 12e-
2)
2)
4-
O
O
Si
S
O
O
3) e- de v. libres: 18-4= 14
O
O
3)
e-
S
de v. libres: 32-8= 24
4)
4-
O
O
Si
O
O
O
4)
O
S
O
O
18 e-
“Receta”
• Sumar el No. Total de electrones
• Proponer un esqueleto para la molécula o
ion
• Completar con pares solitarios, los octetos
de los átomos unidos al átomo central
(excepción: H)
• Si hay electrones sobrantes, colocarlos
sobre el átomo central
• Si faltan electrones para completar algún
octeto, intente con enlaces múltiples
Estructuras resonantes
• NO es un equilibrio
• NO es una mezcla de isómeros
• SÍ es un promedio
(evidencias experimentales)
Una estructura resonante ocurre cuando dos o más estructuras de
Lewis para una misma molécula no pueden ser representadas
gráficamente por una sola estructura de Lewis.
-
+
O
O
-
O
+
O
O
O
¿Cuáles son las estructuras de resonancia
para el ion (CO32-)?
-
O
C
O
O
-
O
C
O
O
-
-
-
O
C
O
O
-
Chang
Actividad #4
Dibujar las estructuras de Lewis de las siguientes especies:
1).- PCl5
2).- H2O
3).- H2CO
4).- NH3
5).- CO2
Para practicar este tipo de ejercicios, puede visitar la dirección
electrónica siguiente:
http://www.stolaf.edu/depts/chemistry/courses/toolkits/121/js/lewis/
Presentación Power Point #4
Teoría de la repulsión de
pares electrónicos de valencia
(TRPEV)
¿Qué tienen que ver con el enlace?
¿Qué información adicional
aporta?
TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES ELECTRÓNICOS
DE LA CAPA DE VALENCIA (TRPECV)
Gillespie R. J. y Nyholm R. S.
AXnEm
A= átomo central X= substituyentes E= pares solitarios
Pares electrónicos totales= pares electrónicos compartidos +
pares solitarios
PT=PC+PS
Distorsiones entre ángulos y distancias
Regla 1: Repulsión entre pares PS-PS>PS-PC>PC-PC
interacciones entre pares con ángulos  120o no son importantes
H
N
O
H
H
H
104.5o
C
H
H
H
107.3o
H
H
109.4o
Regla 2: La repulsión PC-PC disminuye si X (substituyente) es mas electronegativo
por lo tanto el ángulo disminuye
H
O
>
O
F
H
N
H
H
F
H
104.5o
103.3O
107.3O
>
N
F
F
F
102O
Regla 3: La repulsión PC-PC aumenta si uno de los enlaces es múltiples,
por lo tanto el ángulo en este caso aumenta
S
F
O
F
106.8O
92.3O
ClF3
Disposición de bipirámide trigonal
PT= 5
Geometría??
Cl
F
F
Cl
F
F
Cl
F
Cl
F
F
F
F
En T
Piramidal
Trigonal
Tabla de interacciones
Repulsiones
PS-PS
PS-PC
PC-PC
En T
Trigonal
Piramidal
0
4
2
0
6
0
1
3
2
Pares
Totales
Disposición
PC
PS
Geometría
Molécu
la
Ejemplo
2
LINEAL
2
0
LINEAL
AX2
BeCl2,,CO2
3
TRIGONAL
3
2
0
1
TRIGONAL
ANGULAR
AX3
AX2E
BCl3, NO3SnCl2,NO2-
4
TETRAÉDRICA
4
3
2
0
1
2
TETRAÉDRICA
PIRAMIDAL
ANGULAR
AX4
AX3E
AX2E2
CH4, ClO4NH3, H3O+
H2O, ClO2-
5
BIPIRÁMIDE
TRIGONAL
5
0
AX5
PCl5
4
3
2
1
2
3
BIPIRÁMIDE
TRIGONAL
PIRAMIDAL
En T
LINEAL
AX4E
AX3E2
AX2E3
SF4
ClF3
I3 , XeF2
6
5
0
1
AX6
AX5E
SF6, PCl6XeOF4
4
3
2
2
3
4
AX4E2
AX3E3
AX2E4
ICl4-, XeF4
6
OCTAÉDRICA
OCTAÉDRICA
PIRÁMIDE
CUADRADA
CUADRADA
PIRAMIDAL
LINEAL
Presentación Power Point #5
Polaridad en enlaces y en
moléculas
¿Qué es la polaridad?
¿Qué hace a una molécula polar?
Momento dipolar de moléculas poliatómicas
• H20
• CO2
• Disolventes
orgánicos comunes
Momento dipolar
• Deducción de estructuras moleculares
• Causado por una distribución de densidad electrónica no
uniforme en la molécula.
..

=0
>0
En el enlace:
A
donde A< B
+

:
B
-
=  dAB
Cm ó D (debye)
El momento dipolar de enlace es un vector!!
Material didáctico empleado por la Dra. Erika Martín en el curso de Q. Inorgánica, Licenciatura FQ-UNAM
H
C-H>0 momento dipolar de enlace
pero T=0
C
H
H
H
Una molécula es polar si el momento dipolar total es diferente de 0.
Lo anterior ocurre, si y solo si, la suma vectorial de los momentos
dipolares de enlace es diferente a 0
Cl
Cl
Cl
H
C
C
C
C
H
Cl
Cl
Cl
CCl4
T=0
No polar
Cl
Cl
CHCl3
T= 1.01
Polar
H
H
Cl
H
CH2Cl2
T= 1.6
Polar
Cl
H
CH3Cl
T= 1.87
Polar
Material didáctico empleado por la Dra. Erika Martín en el curso de Q. Inorgánica, Licenciatura FQ-UNAM
H
O
O
C
CH3
OH
H
H
H
CH3
Agua
T=1.85
Polar
Éter metílico
T=1.15
Polar
MeOH
T=1.7
Polar
O
O
C
C

S
C
CH3
H
CH3
Acetona
T=2.88
Polar
CH3

C
CH3
C
Dimetilsulfóxido
T=3.93
Polar
Ciclohexano
T=0
No Polar

C


C
hexano
T=0.012

Silla
Bote
Material didáctico empleado por la Dra. Erika Martín en el curso de Q. Inorgánica, Licenciatura FQ-UNAM