28. OCTETO ELECTRÓNICO Lewis ENLACE-VALENCIA Heitler-London ORBITAL MOLECULAR Mulliken-Hund Compartición de electrones Solapamiento de O.A. Formación de O.M. GEOMETRÍA Método de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPECV) Hibridación de O.A Orbitales moleculares TEORÍA TEORÍAS QUE EXPLICAN LA FORMACIÓN DEL ENLACE COVALENTE Y LA GEOMETRÍA MOLECULAR Tema 1. Estructura y propiedades
29. TRPEV T eoría de la R epulsión de los P ares de E lectrones de V alencia http://www2.uah.es/edejesus/interactivos/indice_VSEPR.htm
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31. Estructura de Lewis Átomos Moléculas Diatómicas Los átomos forman moléculas porque compartiendo electrones alcanzan el octeto electrónico Tema 1. Estructura y propiedades
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34. Geometría molecular: Método de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (VSEPR). Los pares de electrones se disponen en torno al átomo central de modo que se minimicen las repulsiones eléctricas entre ellos Cuatro pares de e rodeando el átomo de nitrógeno. Se dirigen hacia los vértices de un tetraedro (Geometría electrónica) Como sólo se enlazan 3 de los 4 pares electrónicos, la forma de la molécula será piramidal (Geometría molecular) Tema 1. Estructura y propiedades
35. Geometría molecular: Método de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (VSEPR). Dos pares de e enlazados: Molécula lineal Tres pares de e enlazados: Molécula triangular plana Tema 1. Estructura y propiedades
36. Cuatro pares de electrones: Molécula tetraédrica Cuatro enlazados Molécula piramidal Tres enlazados Molécula angular Dos enlazados No enlazado- No enlazado No enlazado- Enlazado Enlazado- Enlazado Repulsión entre pares de electrones < < Tema 1. Estructura y propiedades Metano (109,4º) Amoniaco (107,3º) Agua (104,5º)
37. Cinco pares de e enlazados: Molécula bipiramidal triangular Seis pares de e enlazados: Molécula bipiramidal cuadrada Geometría molecular: Método de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (VSEPR). Tema 1. Estructura y propiedades
43. Enlace covalente polar. Polaridad de los enlaces y las moléculas Tema 1. Estructura y propiedades
44. 4. Polaridad de los enlaces y las moléculas Tema 1. Estructura y propiedades Momentos Dipolares Enlace Momento Dipolar, D Enlace Momento Dipolar, D H-F 1.7 C-F 1.4 H-Cl 1.1 C-O 0.7 H-Br 0.8 C-N 0.4 H-I 0.4 C=O 2.4 H-C 0.3 C=N 1.4 H-N 1.3 C≡N 3.6 H-O 1.5 La dirección del momento dipolar es hacia el átomo más electronegativo .
45. Enlaces y moléculas Enlace iónico-enlace covalente IÓNICO COVALENTE COVALENTE POLAR Tema 1. Estructura y propiedades
55. El agua, los alcoholes y las aminas primarias y secundarias pueden actuar cono donantes o aceptores de hidrógeno. Los éteres, aldehidos, cetonas y ésteres sólo pueden actuar como aceptores. Interacciones moleculares por puente de hidrógeno
56. Los compuestos con puentes de hidrógeno presentan altos puntos de ebullición. COMPUESTO FÓRMULA Masa molecular PUNTO EBULLICIÓN PUNTO FUSIÓN Dimetiléter CH 3 OCH 3 46 – 24ºC – 138ºC Etanol CH 3 CH 2 OH 46 78ºC – 130ºC Propanol CH 3 (CH 2 ) 2 OH 60 98ºC – 127ºC Dietileter (CH 3 CH 2 ) 2 O 74 34ºC – 116ºC Propilamina CH 3 (CH 2 ) 2 NH 2 59 48ºC – 83ºC Metilaminoetano CH 3 CH 2 NHCH 3 59 37ºC Trimetilamina (CH 3 ) 3 N 59 3ºC – 117ºC Etilenglicol HOCH 2 CH 2 OH 62 197ºC – 13ºC Ácido acético CH 3 CO 2 H 60 118ºC 17ºC Etilendiamina H 2 NCH 2 CH 2 NH 2 60 118ºC 8.5ºC
57. Influencia de las fuerzas intermoleculares en los puntos de ebullición. PUNTO DE EBULLICIÓN (ºC) DE ALGUNOS ELEMENTOS Y COMPUESTOS Aumento Tamaño Atómico Ar (40) -186 Kr (83) -153 Xe (131) -109 Molecular CH 4 (16) -161 (CH 3 ) 4 C (72) 9.5 (CH 3 ) 4 Si (88) 27 CCl 4 (154) 77 Forma Molecular Esférica (CH 3 ) 4 C (72) 9.5 (CH 3 ) 2 CCl 2 (113) 69 (CH 3 ) 3 CC(CH 3 ) 3 (114) 106 Lineal: CH 3 (CH 2 ) 3 CH 3 (72) 36 Cl(CH 2 ) 3 Cl (113) 121 CH 3 (CH 2 ) 6 CH 3 (114) 126 Polaridad Molecular No polar: H 2 C=CH 2 (28) -104 F 2 (38) -188 CH 3 C≡CCH 3 (54) -32 CF 4 (88) -130 Polar: H 2 C=O (30) -21 CH 3 CH=O (44) 20 (CH 3 ) 3 N (59) 3.5 (CH 3 ) 2 C=O (58) 56 HC≡N (27) 26 CH 3 C≡N (41) 82 (CH 2 ) 3 O (58) 50 CH 3 NO 2 (61) 101
58. Influencia de las fuerzas intermoleculares en los puntos de fusión. Las moléculas esféricas se empaquetan mejor y las fuerzas intermoleculares son más fuertes se necesita mayor temperatura para pasar de sólido a líquido. Si las moléculas son lineales el empaquetamiento no es tan eficaz. COMPUESTO FORMULA PUNTO DE EBULLICIÓN PUNTO DE FUSIÓN Pentano CH 3 (CH 2 ) 3 CH 3 36ºC – 130ºC Hexano CH 3 (CH 2 ) 4 CH 3 69ºC – 95ºC Heptano CH 3 (CH 2 ) 5 CH 3 98ºC – 91ºC Octano CH 3 (CH 2 ) 6 CH 3 126ºC – 57ºC Nonano CH 3 (CH 2 ) 7 CH 3 151ºC – 54ºC Decano CH 3 (CH 2 ) 8 CH 3 174ºC – 30ºC Tetrametilbutano (CH 3 ) 3 C-C(CH 3 ) 3 106ºC +100ºC
59. Influencia de las fuerzas intermoleculares en la solubilidad. Soluto polar en disolvente polar Soluto polar en disolvente no polar Se disuelve No se disuelve
60. Soluto no polar en disolvente apolar Soluto no polar en disolvente polar Influencia de las fuerzas intermoleculares en la solubilidad. Se disuelve No se disuelve