Unidad IENLACE QUIMICO

INTERACCIONES MOLECULARES

Estructura Atómica y Ordenamiento ElectrónicoPropiedades PeriódicasFuerzas Intramoleculares (Enlace Químico)Fuerzas Intermoleculares (Ej. Puentes de Hidrógeno)Interacciones Hidrofílicas e Hidrofóbicas

Periodicidad de los Elementos y la Ubicación de los Electrones

Energía de Ionización: Energía necesaria para extraer un electrón del último nivel de energía (n)

Afinidad Electrónica: Capacidad de un núcleo de liberar o captar electrones. Depende de los electrones en los electrones desapareados en el último orbital (l) y del nivel de energía (n)

Configuración Electrónica y la Electronegatividad

ECl = 3.0

CloroHidrógeno

Na+Cl- ENa = 0.9

EH = 2.1

C. Polar

C. No Polar

0,40

1,7

0

Iónico

ΔE

El electrón es separado de uno de los átomos

El electrón es compartido entre los átomos

ΔEVariación de la

Electronegatividad entre los átomos

involucrados en el enlace

Ejemplos… llévelo a la práctica!!

Oxido de Magnesio

Cloruro de Potasio

Bromuro de Magnesio

Metano

Valores de Electronegatividad

Calcio: 1.0 Magnesio: 1.2

Carbono: 2.5 Oxígeno: 3.5

Bromo: 2.8 Hidrógeno: 2.1

Cloro: 3.0 Potasio: 0.8

MgO, ΔE = 1.2 – 3.5, ΔE = 3.5 – 1.2 = 2.3

IONICO

KCl, ΔE = 0.8 – 3.0, ΔE = 2.2

MgBr, ΔE = 1.2 - 2.8 , ΔE = 1.6

CH4, C – H , ΔE = 2.5 – 2.1 = 0.4

IONICO

COVALENTE POLAR

COVALENTE NO POLAR C. Polar

C. No Polar

0,40

1,7

0

Iónico

ΔE

Enlace Coordinado o Dativo

Los electrones compartidos provienen de uno solo de los átomos al que se lo llama dador, el átomo que los recibe se llama receptor.

Trióxido de Azufre SO3

Representaciones de Lewis. e- = *, ●, x

Regla del Octeto. "Todos los átomos tienden a completar su última capa de ocho electrones o tener la configuración electrónica de un gas noble”

Ejemplo… llévelo a la práctica!!

HNO3

Electronegatividad Configuración ElectrónicaE

NL

AC

ES

SIG

MA

EN

LA

CE

S

PI

Electrones

apareados 2s22px2

Electrones compartidos

2py12pz

1

Representación de Lewis (2D) Distribución de electrones en el último nivel cuántico, donde debe cumplirse la REGLA DEL OCTETO

← Organización de los electrones.

↓ Organización espacial de los orbitales de los electrones involucrados en el enlace

HIBRIDACIÓNEs la mezcla de dos o más orbitales puros, que da origen a

orbitales híbridos equivalentes, con propiedades diferentes a las que dieron origen.

Formación del BeF2. Cada orbital híbrido sp del Be se solapa con un orbital

2p del F para formar un enlace de pares electrónicos.

F F

Be BeBe

Estado Excitado

Be

CASO CONOCIDO:

CARBONO N = 6,

Estado Fundamental: 2s22p2

Estado Excitado: 2s12p3 2sp3

Hibridación sp3.

Electrones distribuidos en los tres orbitales p y un orbital s

Se forman cuatro orbitales

híbridos sp3.

Ejemplo: BORO, N = 5

En su Estado Excitado: Un electrón en el orbital s y dos electrones desapareados en dos orbitales p. Tres Orbitales Híbridos sp2

Ahora el Boro será TRIVALENTE

2s 2p 2s 2p sp2 2p

BF3 se forma por

Hibridación sp2

120°

Según el tipo de Hibridación la molécula tendrá una orientación y una simetría

Hibridización vs Enlaces

sp3 C C

C C

C C

sp2

sp SIMPLE

DOBLE

TRIPLE

Enlace Sigma

Enlace Pi

Fuerzas intraMOLECULARES

Según Electronegatividad:

Enlace Iónico, Enlace Covalente Polar y Enlace Covalente No Polar

Según el origen de los electrones involucrados:

E. Covalente (compartidos) y E. Coordinado (provienen de uno de los átomos)

Según la Hibridación de los orbitales solapados entre los átomos:

E. Covalente Simple (sp), E. C. Doble (sp2) o E. C. Triple (sp3)

Enlace Sigma (frontal), Enlace Pi (lateral)

Linus Pauling fue uno de los primeros en aplicar Mecánica Cuántica a las moléculas.

P. Nobel de Química (1954) por sus estudios sobre la Naturaleza del Enlace Químico.

P. Nobel de la Paz (1962) por su trabajo para detener las pruebas con armas nucleares y establecer un control internacional sobre ellas.

Son conocidos sus trabajos sobre la anemia falciforme y su campaña para el incremento en la ingesta de Vitamina C para prevenir el resfriado común.

Se mantuvo académicamente activo hasta fallecer en 1994 a los 93 años.

CLASE MIERCOLES 10/6/9. Fuerzas intrAmoleculares

Tipos de Enlace según Variación de electronegatividad.

Enlace Covalente. Enlace Iónico.

Tipos de Enlace según combinación de orbitales.

Enlace Sigma y Pi.

Hibridación de Orbitales.

Estabilidad de Enlaces

CLASE LUNES 15/6/9. Fuerzas INTERmoleculares

Según Polaridad de la molécula: Iónicas, Dipolo-Dipolo, Ión – Dipolo, Fuerzas de Dispersión. Hidrofobicidad Molecular. FIN DE LA UNIDAD I

FECHA DEL PRIMER QUIZ: 22/06/09Contenido: Unidad I.

MARTES 16/6/9. ASESORIA. 8 – 9 am. Lab de Docencia