1 Enlace Químico Dr. Jorge Garza OlguínCoordinador del Laboratorio de Supercómputo y Visualización en Paralelo Universidad Autónoma Metropolitana - Iztapalapa

2 Breve descripción del cursoPresentación del expositor Presentación de asistentes Definición de la química La química en la ciencia

3 Temario La química en el siglo XIX Dalton Experimentos electroquímicos Teoría de los tipos Valencia Clasificación de los elementos

4 La estructura electrónica de los átomosEl modelo de Bohr Ideas principales de la mecánica cuántica Partícula en una caja Átomo de hidrógeno y su espectro Átomos polielectrónicos Propiedades periódicas

5 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

6 Estructura de las moléculasLa teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (VSEPR) Enlaces polares Concepto y escalas de electronegatividad Polaridad de una molécula

7 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 química Fondo de Cultura Económica. México 2000

8 Definir los siguientes términos:Átomo Molécula Valencia Estructura molecular Peso atómico Masa atómica Tabla periódica

9

10 } } Conceptos de átomos y moléculas Dalton (1766-1844)Antecedentes: Newton (mecánica clásica) Lavoisier (conservación de la materia) Priestley Cavendish Proust Richter } Gases } Primeras ideas de Combinación química

11 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 más elementos, en un átomo compuesto. Los átomos son indivisibles y conservan sus características durante las reacciones químicas. En cualquier reacción química, los átomos se combinan en proporciones numéricas simples. Por ejemplo, un átomo de A se combina con un átomo de B, dos de A con tres de B, y así sucesivamente.

12 El concepto de átomo generó controversia! El concepto de átomo generó controversia! Actividad: Discutir los conceptos que ahora prevalecen en la química. Discutir las errores que contiene la teoría de Dalton.

13 Después de estudiar reacciones en gases concluyeGay-Lussac (1808) Después de estudiar reacciones en gases concluye ..los gases se combinan siempre en la relación más simple cuando interactúan entre sí, siendo las relaciones 1:1, 1:2 y 1:3. 1 volumen de nitrógeno+3 volúmenes de hidrógeno=2 volúmenes de amoníaco 1 volumen de oxígeno+2 volúmenes de hidrógeno=2 volúmenes de agua 1 volumen de nitrógeno+1 volumen de oxígeno=1 volumen de monóxido de nitrógeno 1 volumen de hidrógeno+1 volumen de cloro=1 volumen de cloruro de hidrógeno Resultados nunca aceptados por

14 Tomemos el último ejemplo para mostrarel malestar de Dalton + H Cl HCl HCl ¿Cuál sería la predicción de Dalton?

15 Amadeo Avogadro (1776-1856) Hipótesis de AvogadroLos átomos de un gas pueden combinarse entre sí, formando moléculas integrales (átomos compuestos) de dos o más átomos del mismo elemento. Volúmenes iguales de diferentes gases deben de contener el mismo número de moléculas.

16 Uso de las ideas de Avogadro+ H Cl HCl HCl En 1814 Ampère propuso ideas similares Ambos investigadores fueron ignorados por una vaca sagrada (Jans J. Berzelius)

17 Experimentos electroquímicosWilliam Nicholson ( ) Anthony Carlisle ( ) Agua + paso de corriente Hidrógeno + oxígeno El enlace químico es de naturaleza eléctrica!!!!!!!

18 Humphry Davy ( ) Lo que se le ponía enfrente sales Sodio y Potasio

19 Jans J. Berzelius ( ) Los átomos de los elementos son dipolos eléctricos con una carga predominantemente positiva o negativa, excepto el hidrógeno que es neutro. - Dipolo eléctrico + Expresión para un dipolo

20 Electrostática del dipolo eléctrico+Q Recordar la ley de Coulomb a r a -Q

21 Berzelius negaba la existencia de moléculas poliatómicascon átomos del mismo elemento ¿porqué? Como los átomos tenían cargas eléctricas Carga negativa K H O Sus ideas funcionaban bien en sales pero en compuestos orgánicos fallaban

22 Compuestos orgánicos e inorgánicosOrgánicos: Formados a partir de una fuerza vital Inorgánicos: Gobernados por leyes químicas y físicas de la naturaleza no viviente Lectura en pag. 10 Experimento de Friedrich Wöhler 1828 Cianato de amonio (inorgánico) Urea (orgánico) Isómeros!!

23 Teoría de Tipos Amoniaco H N C2H5 H N C2H5 H N Agua H O C2H5 H O C2H5 O

24 Hidrógeno H + Cl = HCl C2H5 H Cl H Cl C2H5 Cl + + = Hidrocarburos del tipo H2 Concepto de isómero! (problema 1.8 butano)

25 Kolbe ( ) Fórmulas de los tipos a fórmulas estructurales La química como una ciencia básica

26 Valencia Edward Frankland ( ) Fundador de la organometálica Leer cita en la página 14 Valencia: Poder de combinación

27 Kekulé ( ) y Couper ( ) Química orgánica estructural Átomo de carbono tetravalente Lectura de la página 18 y anécdota de Kekulé

28 La Tabla Periódica

29 La Tabla periódica Los pesos atómicos Ley de Dulong y Petit Ley del isomorfismo La ley periódica

30 Xe sobre Ni

31 Xe sobre Ni

32 Fe sobre Cu

33 Descubrimiento del electrón1897 Rayos catódicos (relación m/e) J. J. Thomson Carga del electrón Millikan

34 Espectro electromagnéticoE=A sen2(x/-t) =c c=3x108 m/s = (Å)..Rojo (encontrar la frecuencia)

35 Radiación del cuerpo negroHipótesis de Planck (1900) La radiación se emite en paquetes de energía E=n h  h=6.6262x10-34 J s Constante de Planck

36 Explicación del efecto fotoeléctricoEinstein (1905) Las ondas se comportan como partículas con energía E=h La luz se comporta como onda y como partícula

37 El núcleo atómico Geiger y Marsden (1909) Partículas alfa sobre oro Modelo de Rutherford (1911) Inestabilidad del modelo planetario

38 Espectros atómicos Pags. 227 arriba o 28 abajo

39 Modelo de Bohr Pags. 230 arriba o 30 abajo

40 Dualidad de la materia De Broglie 1923 =h/p p=m v; cantidad de movimiento

41 La ecuación de Schrödinger (1926)Intepretación física: Max Born (1927) El cuadrado de la función de onda es el que tiene el sentido físico.

42 Partícula en una caja

43 Atomo de hidrógeno

44 Principio de incertidumbre de Heisenberg (1927)( x)(p)ħ/2

45 Atomos de muchos electronesPauli (1925): Principio de exclusión. Existencia de 4 números cuánticos. Ya se sabía de las ocupaciones en los átomos. Regla de máxima multiplicidad

46 Propiedades electrónicasPotencial de ionización Afinidad electrónica Electronegatividad

47 Enlace iónico Propiedades macroscópicas: En forma sólida conducen bastante mal la electricidad Al fundirse son buenos conductores (presencia de iones, no Existe una prueba contundente de que existen) Los compuestos tienen puntos de fusión y ebullición altos Son sustancias frágiles (separación mecánica) Solubles en solventes polares.

48 Formación del enlace iónicoGrupos IA, IIA y parte del IIIA Grupos VIIA, VIA y el nitrógeno Discutir propiedades atómicas

49 Energía de Red cristalinaConstante de Madelung Ecuación de Born-Landé pags arriba

50 Estructura del NaCl Cloro Cúbica centrada en la cara

51 Estructura del ClCs

52 Blenda de Zinc Azufre

53 CaF2

54 Ciclo de Born-Haber, pags. 287-290 arriba

55 Radios iónicos

56 rLi+rCl=257 rLi+rF=201 rCl-rF=56 A partir de las diferencias Obtener en clase Na+=Li++25 3

57 K+=Na++32 2 Rb+=K++14 1 Cl-=F-+50 4 Br-=Cl-+16 1 I-=Br-+25 1

58 - + r r0

59 El átomo según Lewis (1916) y Langmuir (1919)pags y de arriba

60 Enlace covalente Para que exista el enlace covalente, el enlace iónico debe de ser desfavorable. Por lo tanto, la energía del electrón en el átomo A debe de ser similar a la energía del electrón en el átomo B

61 Estructura de las moléculasLa teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (VSEPR) El potencial electrostático para ver electrones Polaridad en una molécula

62 Potencial electrostático del agua

63 NH3

64 Benceno

65 Orbitales molecularesMolécula H2+ r

66 La clasificación de orbitales es análoga a la delátomo de hidrógeno Atomo Molécula s s p p d d

67 Para un valor de R se calcula la energía del sistema

68 Diagrama de contornos de la densidad electrónica

69 Teoría de orbitales moleculares (combinación lineal de orbitales atómicos) Para el H2+ usaremos dos funciones atómicas Se busca al conjunto {Ci} que minimiza la energía

70 Molécula H2 Cuando se combinan dos orbitales tipo s se tienen dos orbitales moleculares, cada uno con su respectiva energía e2 e1 H H

71 Orbital ocupado

72 Orbital desocupado

73 Orbitales tipo p Orbital pz+pz Orbitales moleculares para el He2 y N2

74 La aproximación de Hartree-FockFunción de onda que cumple con el principio de exclusión de Pauli Ejemplo para el H2 y para el agua

75 Análisis de los orbitales de Hartree-FockHOMO LUMO Teorema de Koopmans Para el agua PI=12.6 eV

76 Métodos semiempíricos