1. INSTITUCIÓN EDUCATIVA “JULIO CÉSAR GARCIA” ÁREA DE CIENCIAS NATURALES Y EDUCACIÓN AMBIENTAL PROFESOR: EDUARDO JAIME VANEGAS LONDOÑO ENLACES QUÍMICOS

9. Dalton (1766-1844) CONCEPTOS DE ÁTOMOS Y MOLÉCULAS Antecedentes: Newton (mecánica clásica) Lavoisier (conservación de la materia) Priestley Cavendish Proust Richter } Gases } Primeras ideas de Combinación química

12. 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

13. Tomemos el último ejemplo para mostrar el malestar de Dalton H + Cl HCl HCl ¿CUÁL SERÍA LA PREDICCIÓN DE DALTON?

15. 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)

16. EXPERIMENTOS ELECTROQUÍMICOS William Nicholson (1753-1815) Anthony Carlisle (1768-1840) Agua + paso de corriente Hidrógeno + oxígeno El enlace químico es de naturaleza eléctrica!!!!!!!

17. Humphry Davy (1778-1829) Lo que se le ponía enfrente sales Sodio y Potasio

18. 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 + - Expresi ón para un dipolo

19. Electrost ática del dipolo eléctrico a a r +Q -Q Recordar la ley de Coulomb

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

22. Teoría de Tipos Amoniaco Agua H H H N C 2 H 5 H H N C 2 H 5 C 2 H 5 H N H H O C 2 H 5 H O C 2 H 5 C 2 H 5 O

23. + = H Cl + Hidrocarburos del tipo H 2 Concepto de isómero! (problema 1.8 butano) Hidrógeno H H + Cl Cl = HCl HCl + HCl HCl C 2 H 5 H Cl Cl C 2 H 5 Cl

24. Kolbe (1818-1884) Fórmulas de los tipos a fórmulas estructurales La química como una ciencia básica

25. Valencia Edward Frankland (1825-1899) Fundador de la organometálica Leer cita en la página 14 Valencia: Poder de combinación

26. Kekulé (1829-1896) y Couper (1831-1896) Química orgánica estructural Átomo de carbono tetravalente Lectura de la página 18 y anécdota de Kekulé

27. La Tabla Periódica

29. Xe sobre Ni

30. Xe sobre Ni

31. Fe sobre Cu

32. Descubrimiento del electr ón 1897 Rayos catódicos (relación m/e) J. J. Thomson 1909-1913 Carga del electrón Millikan

33. Espectro electromagn ético  =c c=3x10 8 m/s E=A sen2  (x/  -  t)  =7800-6220( Å)..Rojo (encontrar la frecuencia)

34. Radiaci ón 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

35. Explicaci ón del efecto fotoeléctrico Einstein (1905) Las ondas se comportan como partículas con energía E=h  La luz se comporta como onda y como part ícula

36. El n úcleo atómico Geiger y Marsden (1909) Partículas alfa sobre oro Modelo de Rutherford (1911) Inestabilidad del modelo planetario

37. Espectros at ómicos Pags. 227 arriba o 28 abajo

38. Modelo de Bohr Pags. 230 arriba o 30 abajo

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

40. La ecuaci ón de Schrödinger (1926) Intepretaci ón física: Max Born (1927) El cuadrado de la función de onda es el que tiene el sentido físico.

41. Part ícula en una caja

42. Atomo de hidr ógeno

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

44. Atomos de muchos electrones Pauli (1925): Principio de exclusi ón. Existencia de 4 números cuánticos. Ya se sabía de las ocupaciones en los átomos. Regla de m áxima multiplicidad

45. Potencial de ionizaci ón Afinidad electrónica Propiedades electr ónicas Electronegatividad

47. Formaci ón del enlace iónico Grupos IA, IIA y parte del IIIA Grupos VIIA, VIA y el nitr ógeno Discutir propiedades at ómicas

49. Estructura del NaCl C úbica centrada en la cara Cloro

50. Estructura del ClCs

51. Blenda de Zinc Azufre

52. CaF 2

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

54. Radios i ónicos

55. r Li +r Cl =257 r Li +r F =201 r Cl -r F =56 A partir de las diferencias Na + =Li + +25  3 Obtener en clase

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

57. - - - - + r r 0

58. El átomo según Lewis (1916) y Langmuir (1919) pags. 215-231 y 259-275 de arriba

61. Potencial electrost ático del agua

62. NH 3

63. Benceno

64. Orbitales moleculares Mol écula H 2 + r

65. La clasificaci ón de orbitales es análoga a la del átomo de hidrógeno Atomo Mol écula s  p  d 

66. Para un valor de R se calcula la energ ía del sistema R E R 0

67. Diagrama de contornos de la densidad electr ónica

68. Teor ía de orbitales moleculares (combinación lineal de orbitales atómicos) Para el H 2 + usaremos dos funciones at ómicas Se busca al conjunto { C i } que minimiza la energ ía

69. Mol écula H 2 Cuando se combinan dos orbitales tipo s se tienen dos orbitales moleculares, cada uno con su respectiva energ ía  1  2 H H

70. Orbital ocupado

71. Orbital desocupado

72. Orbitales tipo p Orbital pz+pz Orbitales moleculares para el He 2 y N 2

73. La aproximaci ón de Hartree-Fock Funci ón de onda que cumple con el principio de exclusión de Pauli Ejemplo para el H 2 y para el agua

74. An álisis de los orbitales de Hartree-Fock Teorema de Koopmans HOMO LUMO Para el agua PI=12.6 eV

75. M étodos semiempíricos