FQE-1 Teoria atomica y enlace PDF

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Apuntes de química 1 tema teoría atómica y enlace...

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Tema 1 Teoría Atómica y Enlace Químico Bloque : Principios Básicos de Química xeral

1. - Teoría atómica: Evolución de la teoría atómica. Las partículas del átomo: Electrón, protón y neutrón. Características del átomo: Número atómico y masa atómica. . Estabilidad de los núcleos: Radioactividad natural y artificial.

1. - Enlace químico: Definición de enlace. Enlace intramolecular: Enlace covalente y enlace iónico. Moléculas poliatómicas. Enlace intermolecular: Tipos de fuerzas intermoleculares.

EVOLUCIÓN HISTÓRICA DE LA TEORÍA ATÓMICA Lavoiser 1774 Proust 1799 XVIII

1808 Dalton

Experimento de Thomson

LEYES DE FARADAY

1895 Thomson Experimento de Rutherford

1911 Rutherford

1913 Bohr

1900: Planck (rad. Cuerpo negro) 1905: Einstein (ef. Fotoeléctrico)

Mecánica Ondulatoria

EVOLUCIÓN HISTÓRICA DE LA TEORÍA ATÓMICA . La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico.

. El átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.

http://www.youtube.com/watch?v=XU8nMKkzbT8 Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.

http://www.youtube.com/watch?v=PylSbVnH15E . Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles de energía bien definidos.

ESTRUCTURA ATÓMICA

Diámetro nuclear 10-13 cm

o Núcleo

~10-15 m = 10-5 Å ~ 2 10-10 m = 2 Å

Partícula

Carga (C)

0 -1 e

Núcleo

Carga relativa

Masa (u)

NÚMERO ATÓMICO Y MÁSICO. MASA ATÓMICA

A Z

E

S

. Unidad de masa del S.I. para átomos

Þ 1 u = 1/12 12C = 1/N g = 1/6,023x1023 =

ISÓTOPO

i Masa de un elemento químico ¹ masa de los átomos con ese Z

Isótopo Abundancia (%) Masa (u)

24Mg

25Mg

26Mg

78,6

10,11

11,29

23,985045 24,98584 25,982591 Masa atómica del Mg =

(0,786 x 23,9850) + (0,1011 x 24,986) + (0,1129 x 25,9826) = 24,31 u

ESTABILIDAD DE LOS NÚCLEOS

Desintegraciones radiactivas Tipos de radiaciones (Reacciones nucleares)

(42 He) 1 0n

( )

b -01e

( )

b + 01e

1 1p

(no se incluyen en las reacciones nucleares)

TRANSMUTACIONES

(*) ∑ Nos másicos (reactivos) = ∑ Nos másicos (productos) ∑ Nos atómicos (reactivos) = ∑ Nos atómicos (productos)

14 + 4 = 17 + 1 7+2=8+1

Nº átomos de un tipo (reactivos) ≠ Nº átomos de un tipo (productos)

CARACTERÍSTICAS DE LAS RADIACIONES Radiación

Masa (u)

q

v

Energía ionizante

)

Poder de penetración de las radiaciones

Penetración

ESTABILIDAD NUCLEAR

n/Z = 1

Petrucci: Razón neutrón/protón y estabilidad de nuclidos: (a) El corredor de núclidos naturales estables se encuentran en el intervalo desde el H-1 y el Bi-209 (b) Los núclidos radiactivos naturales y obtenidos artificialmente de los elementos más pesados. (c ) Posibles núclidos pesados de estabilidad alta

-

dN dt

N Ln o N

= k× N Periodo de semidesintegración

= k ×t N = No/2

Constante de desintegración

t1 2 =

Energía de las reaciones nucleares.

E = m c2

0,693 k

Fisión nuclear: 235 U

92

+ 10n

90Sr

38

+ 143 Xe + 310n + E 54

n n n n En la fisión de 1,00 g de 235 se liberan » 107 kJ. º combustión de 3 t de carbón. U 92

MECÁNICA CUÁNTICA

Imposible seguir su trayectoria. La distribución electrónica alrededor del núcleo viene expresada mediante densidades de probabilidad.

Cada electrón ocupa un orbital diferente. Densidad electrónica

Orbital s

MECÁNICA CUÁNTICA

= 1,2,3,… indica el nivel principal de energía. = 0,1,2,3…n-1 (s,p,d,f) tienen distinta simetría y geometría. = -l,…,-1,0,1,…l tienen distinta orientación. = -1/2,1/2 espín del electrón.

MECÁNICA CUÁNTICA

Geometría de orbitales atómicos

n=1 l=0 ml = 0 ms = -1/2,1/2

n=2 l=0 ml = 0 ms = -1/2,1/2

n=3 l=0 ml = 0 ms = -1/2,1/2

MECÁNICA CUÁNTICA

Geometría de orbitales atómicos

n = >2 l = 1 ml = -1 ms = -1/2,1/2

n = >2 l = 1 ml = 0 ms = -1/2,1/2

n = >2 l = 1 ml = 1 ms = -1/2,1/2

ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS Estado fundamental de energía: los e- se incorporan a los orbitales por orden creciente de energía, ; en caso de orbitales degenerados los electrones se organizan desapareados.

Orden creciente de energía de los orbitales atómicos Niveles de energía de los orbitales atómicos = f(n,l) 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p…… Orden creciente de energía Estructura electrónica del flúor y fósforo en estado fundamental de energía: F(Z=9) → 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz1 P(Z=15) → 1s2 2s2 2p6 3s2 3px1 3py1 3pz1

F(Z=9) → 1s2 2s2 2p4 3s1

TABLA PERIÓDICA Y ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS

El aumento progresivo de Z Þ aumento progresivo de e- Þ Repetición periódica de las estructuras electrónicas

(n-1)d1 ns1

ns2

(n-2)f1…14

(n-1)d5

(n-1)d10 ns2np1

ns2np3

ns2np6

TIPOS DE ENLACES

Tipos de enlace intramoleculares

Covalente

Iónico

Metálico

Tipos de fuerzas intermoleculares

Dipolo-dipolo

Ion-dipolo

Fuerzas de dispersión (London)

Enlace hidrógeno

ENLACE QUÍMICO

Unión energéticamente estable entre átomos. Se alcanza el mínimo de energía del sistema a una cierta distancia.

ENLACE QUÍMICO

Enlace covalente:

Enlace iónico: . Enlace metálico Generalmente,

Ø

41 kJ para vaporizar 1 mol de agua (inter)

Ø

930 kJ para romper todos los enlaces H-O en 1 mol de agua (intra)

ENLACE QUÍMICO La descripción de la molécula tiene en cuenta los electrones del último nivel de energía. El enlace covalente se describe como el solapamiento de orbitales atómicos (OA) formando orbitales moleculares (OM) donde se concentran los electrones de enlace.

,

la zona internuclear de

solapamiento se define como OM σ. Antiboding

OM* (antienlazante): E > O.A. de partida.

E

solapamiento

OM (enlazante): E< O.A. de partida. 2 OA s

H2 2 OM tipo s

Cuando se combinan n OA, se forman n OM de los cuales n/2 son enlazantes (rebajan la energía) y n/2 son antienlazantes (aumentan la energía).

ENLACE QUÍMICO Uno de los pares siempre se define por el OM s.

H2C=CH2

El segundo y tercer par se distribuye en una zona internuclear llamada OM p . H-CºC-H

E

solapamiento

2 OA p

E

2 OM tipo p

Configuraciones electrónicas moleculares Estado fundamental de energía, los e- se incorporan a O.M. por orden creciente de energía, cada orbital puede alojar un par electrónico; en OM degenerados se incorporan desapareados Molécula O2. O: [He]2s2 2p4 Þ 6e- por átomo Þ 12e- en OM Orden de enlace: 4 e- netos de enlace Þ enlace doble. En el O2 existen electrones desapareados.

O

O2

O

ENLACE QUÍMICO

Longitud o distancias de enlace

Átomo H Cl Br I O O N Radio Radio de N covalente van der Waals N C Longitud de enlace covalente: distancia entre los núcleos de los átomos enlazados C C

Para cada especie siempre se cumple: rcov. < r van der Waals.Û

Enlace rcov.(pm) rv.d.W.(pm) H-—H 37 120 Cl—Cl 99 180 Br—Br 114 195 I—I 133 215 O—O 74 140 O=O 55 N—N 74 150 N=N 60 NºN 55 C—C 77 130 C=C 67 CºC 60

ENERGÍA DE ENLACE

Energía de disociación de enlace: cantidad de energía necesaria para romper un mol de enlaces covalentes en una especie gaseosa POLARIDAD DEL ENLACE

.

Electronegatividad alta º tendencia a atraer electrones Þ (elementos electronegativos)

Electronegatividad baja º poca tendencia a atraer electrones Þ (elementos electropositivos)

Electropositivos

Electronegativos

Uniones heteronucleares Þ diferencia de EN Þ distribución desigual de la carga electrónica en el enlace d+ H

dCl

Momento dipolar de enlace µ. µ=qr

zona pobre en e-

zona rica en e-

Þ

q: es la carga

Debye, 1D = 3.36 x 10-30 C m

r: distancia entre cargas

Moléculas polares (µ ¹0 ) y apolares (µ =0 )

LA ESTRUCTURA ESPACIAL Y GEOMETRÍA DE LAS MOLÉCULAS Hibridación del átomo central (Modelo de enlace de valencia) y TRPECV (Teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia) Þ

Distribución espacial de mínima energía de los pares electrónicos entorno a un átomo

Lineal

Trigonal plana

Tetraédrica

Bipirámide trigonal

Octaédrica o Bipirámide cuadrada

Geometría de una molécula: Definida por la posición de los átomos. Geometría de pirámide triangular:

Geometría angular:

Sn Cl

Cl

TRPECV • Contar los electrones del último nivel de energía del átomo central. • Asignar un e- a cada enlace en que participa el átomo central (formarán pares enlazantes con el e- que aporta el otro átomo), los electrones restantes se sitúan como pares solitario). • Situar los pares totales lo más alejados posibles en el espacio (mínima repulsión).

BF3 B:

..2s2 2p1Þ

3

e-

Tres enlaces 3 pares de enlace

Disposición electrónica

Geometría molecular

triangular / triangular

PCl3 P: ..3s2 3p3Þ 5 e- Tres enlaces

3 pares enlace 1 par solitario

TeCl4 Te: ..ns2 np4Þ 6 e- Cuatro enlaces 4 pares enlace 1 par solitario

SF6

S: ..3s2 3p4Þ 6 e- Seis enlaces 6 pares enlace

H2O O: ..2s2 2p4Þ 6 e- Dos enlaces

2 pares enlace 2 par solitario

tetraédrica / pirámide triangular

bipirámide triangular / tetraédrica distorsionada, silla de montar o balancín.

Octaédrica Octaédrica Bipirámide cuadrada bipirámide cuadrada

tetraédrica / angular

POLARIDAD DE LAS MOLÉCULAS Moléculas poliatómicas: Momento dipolar es la suma de todos los vectores de los momentos dipolares presentes (incluidos pares solitarios).

c(F) > c(Be) c(O) > c(H)

c(Cl) > c(C) c(C) ≈ c(H)

Molécula no polar µ = 0

Molécula polar: µ ¹ 0

ENLACE QUÍMICO

Na g + C! g ¾ ¾® Na g+ + C! -g

A+ B¾ ¾® A+ + B-

electrón electrones

electrones

ENLACE METÁLICO

Teoría de bandas electrónicas: Metales: Conductores del calor y la electricidad Þ Existencia de cargas con capacidad de movimiento Conjunto de O.M. antienlazantes de energías muy próximas

Conjunto de O.M. enlazantes de energías muy próximas

Banda electrónica: Conjunto de OM de energías muy próximas donde es posible el movimiento electrónico con mínimas variaciones de energía. La existencia de las bandas de energía explica la conducción térmica y eléctrica de los metales

conductor

semiconductor

aislante

FUERZAS INTERMOLECULARES

Tipos de fuerzas intermoleculares

Fuerzas de dispersión (London)

Ion-dipolo

Dipolo-dipolo

Enlace hidrógeno

Energía Fuerzas atractivas entre moléculas polares.

Metanol CH3OH

Cloroformo CHCl3

Fuerzas ion-dipolo.

NaI en H2O

La fuerza de esta interacción depende de la carga y tamaño del ion y de la magnitud del dipolo. A cargas iguales, el catión interactúa más fuertemente que el anión.

NaCl en H2O

FUERZAS INTERMOLECULARES

µ=0 ®

®

µinstantáneo¹0

µ®instantáneo « µ®inducido

Ej. Hexano-octano Octano Hexano C6H14 C8H18

Polarizabilidad es la facilidad con que se puede distorsionar la distribución electrónica de un átomo o molécula. Se incrementa con el nº de electrones y con la mayor difusión de la nube electrónica del átomo o molécula.

FUERZAS INTERMOLECULARES .

Catión

Dipolo inducido

Interacciones ion-dipolo inducido Ej. Tetracloruro de carbono, cloruro sódico

Dipolo

Dipolo inducido

Interacciones dipolo-dipolo inducido Ej. Tetracloruro de carbono, etanol

FUERZAS INTERMOLECULARES

Puntos de fusión de compuestos no polares similares Compuesto

Punto de fusión (º C)

Fuerzas intermoleculares y propiedades de algunas sustancias Masa Momento molecular Dipolar u

Fuerzas de Van der Waals

D

% Dispersión

% Dipolo

∆ Hvap Tª de ebullición kJ/mol

K

F2

38,00

0,00

100

0

6,86

85,01

HCl

36,46

1,08

81,4

18,6

16,15

188,11

HBr

80,92

0,82

94,5

5,5

17,61

206,43

HI

127,91

0,44

99,5

0,5

19,77

237,80

FUERZAS INTERMOLECULARES Enlace de hidrógeno

Interacción entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar, FH, O - H, N - H, y otro átomo electronegativo (O, N y F) de una molécula vecina

Los valores para el NH3, H2O y HF son muy elevados comparado con los restantes elementos de sus grupos.

Tª normal de ebullición (K)

Enlace de hidrógeno (kcal/mol) O—H---O ~6 O—H---N ~5 N—H---N ~5 F—H---F ~7

Masa molecular

Densidad (g/mL)

ENLACES DE HIDRÓGENO EN EL AGUA

Moléculas en 2º plano

Tª (º C)

1. Cada molécula de H2O se une a otras cuatro en una ordenación tetraédrica. 2. Estructura del cristal de hielo, los átomos de H se encuentran entre pares de átomos de O. Los átomos de O se ordenan en anillos. 3. Estructura del agua líquida, las moléculas de agua tienen enlaces de H sólo con algunas de sus vecinas. Se produce mejor empaquetamiento que en el estado sólido.

ENLACES DE HIDRÓGENO EN EL AGUA

Molecula de agua

Estructura del hielo

en el líquido

COMPARACIÓN DE DENSIDADES DE LIQUIDOS Y SÓLIDOS

Cera de parafina

Agua...