Enlace Químico
Dr. Jorge Garza Olguín
Coordinador del Laboratorio de Supercómputo
y Visualización en Paralelo
Universidad Autónoma Metropolitana - Iztapalapa
•Breve descripción del curso
•Presentación del expositor
•Presentación de asistentes
•Definición de la química
•La química en la ciencia
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 química
Fondo de Cultura Económica. México 2000
Definir los siguientes términos:
•Átomo
•Molécula
•Valencia
•Estructura molecular
•Peso atómico
•Masa atómica
•Tabla periódica
Conceptos de átomos y moléculas
Dalton (1766-1844)
Antecedentes: Newton (mecánica clásica)
Lavoisier (conservación de la materia)
Priestley
Gases
Cavendish
Proust
Primeras ideas de
Richter
Combinación 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 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.
http://www.chemsoc.org/exemplarchem/entries/2001/robson/symbolspart1.htm
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.
Gay-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 Dalton%&$·/(@@##
Tomemos el último ejemplo para mostrar
el malestar de Dalton
+
H
Cl
HCl
¿Cuál sería la predicción de Dalton?
HCl
Amadeo Avogadro (1776-1856)
Hipótesis de Avogadro
•Los 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.
Uso de las ideas de Avogadro
+
H
Cl
HCl
En 1814 Ampère propuso ideas similares
Ambos investigadores fueron ignorados
por una vaca sagrada (Jans J. Berzelius)
HCl
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 con
una carga predominantemente positiva o negativa, excepto
el hidrógeno que es neutro.
-
Dipolo eléctrico
+
Expresión para un dipolo
Electrostática del dipolo eléctrico
Recordar la ley de
Coulomb
+Q
a
r
a
-Q
Berzelius negaba la existencia de moléculas poliatómicas
con 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
Compuestos orgánicos e inorgánicos
•Orgánicos: 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)
Isómeros!!
Urea
(orgánico)
Teoría de Tipos
Amoniaco
H
H
H
N
C2H5
H
N
H
C2H5
C2H5 N
H
C2H5 O
H
C2H5 O
C2H5
Agua
H
H
O
Hidrógeno
H
H
Cl
+
Cl
C2H5
H
Cl
+
Cl
=
HCl
HCl
=
H
Cl
+
HCl
HCl
+
C2H5
Cl
Hidrocarburos del tipo H2
Concepto de isómero!
(problema 1.8 butano)
Kolbe (1818-1884)
Fórmulas de los tipos a fórmulas estructurales
La 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 electrón
1897 Rayos catódicos (relación m/e)
J. J. Thomson
1909-1913 Carga del electrón
Millikan
Espectro electromagnético
E=A sen2(x/-t)
=c
c=3x108 m/s
=7800-6220(Å)..Rojo (encontrar la frecuencia)
Radiación del cuerpo negro
Hipótesis de Planck (1900)
La radiación se emite en paquetes de energía
E=n h 
h=6.6262x10-34 J s
Constante de Planck
Explicación del efecto fotoeléctrico
Einstein (1905)
Las ondas se comportan como partículas con energía
E=h
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
=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 que
tiene 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 4
números cuánticos.
Ya se sabía de las ocupaciones en los átomos.
Regla de máxima multiplicidad
Propiedades electrónicas
Potencial de ionización
Afinidad electrónica
Electronegatividad
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.
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
Cloro
Cúbica centrada en la cara
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
-
+
-
-
r0
r
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 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
•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 del
átomo de hidrógeno
Atomo
s
p
d
Molécula
s

d
Para un valor de R se calcula la energía del sistema
E
R0
R
Diagrama de contornos de la densidad electrónica
Teoría de orbitales moleculares
(combinación lineal de orbitales atómicos)
 
C
i
i
i
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 dos
orbitales moleculares, cada uno con su respectiva energía
e2
e1
H
H
Orbital ocupado
10
Orbital desocupado
5
0
0.08
-5
0.06
-10
-10
-5
0
5
10
0.04
0.02
-10
-5
5
10
Orbitales tipo p
10
Orbital pz+pz
5
0
-5
-10
-10
-5
0
5
10
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
HOMO
LUMO
Teorema de Koopmans
Para el agua PI=12.6 eV
Métodos semiempíricos