Presentacion de la unidad 3 de quimica, enlace quimico

1. Unidad 3

2. Orbitales Atómicos

3. En el año 1927, E.Schrödinger, apoyándose en el
concepto de dualidad onda-corpúsculo enunciado
por L.de Broglie, formula la Mecánica
Ondulatoria, y W. Heisenberg la Mecánica de
Matrices.

4. ◻ El modelo de Bohr es un modelo unidimensional
que utiliza un número cuántico (n) para describir
la distribución de electrones en el átomo.
◻ El modelo de Schrödinger permite que el electrón
ocupe un espacio tridimensional. Por lo tanto
requiere tres números cuánticos para describir los
orbitales en los que se puede encontrar al
electrón

5. La descripción del átomo mediante la mecánica
ondulatoria está basada en el cálculo de las
soluciones de la ecuación de Schrödinger, que
permite obtener los números cuánticos de los
electrones.

6. Y es la llamada función de onda. Contiene la
información sobre la posición del electrón.
También se denomina orbital, por analogía con
las órbitas de los modelos atómicos clásicos.
El cuadrado de la función de onda |Y|2
es la
llamada densidad de probabilidad relativa del
electrón y representa la probabilidad de
encontrar al electrón en un punto del espacio (x,
y, z).
E es el valor de la energía total del electrón.

7. Estas variables de las funciones de onda se
denominan números cuánticos.
◻ El número cuántico principal (n) describe el
tamaño del orbital, por ejemplo: los orbitales
para los cuales n=2 son más grandes que
aquellos para los cuales n=1. Puede tomar
cualquier valor entero empezando desde 1: n=1,
2, 3, 4, etc.

8. ◻ El número cuántico del momento angular
orbital (l) describe la forma del orbital atómico.
Puede tomar valores naturales desde 0 hasta n-1
(siendo n el valor del número cuántico principal)
l = 0 orbital s (sharp)
l = 1 orbital p (principal)
l = 2 orbital d (diffuse)
l = 3 orbital f (fundamental)

9. b) Enlace triple: Compartición de tres pares de
electrones.
Ejemplo: Nitrógeno (N2
)

10. Según la estabilidad quimica los enlaces pueden
ser sigma (σ) o pi(π), en forma practica estos
enlaces se reconocen así:

11. Según el numero de electrones aportados
para formar el par electrónico enlazante
◻ Enlace Covalente Normal: Cada atomo aporta
un electrón a la formación del enlace.
Ejemplo: Cloro (Cl2
)
Ejemplo: Cloruro de Berilio (BeCl2
)

12. ◻ Enlace Covalente Coordinado o Dativo: Solo uno
de los átomos aporta el par electrónico enlazante.
Ejemplo: Trióxido de Azufre (SO3
)

13. Según su polaridad
◻ La electronegatividad es una medida de la
tendencia que muestra un átomo de un enlace
covalente, a atraer hacia si los electrones
compartidos.
A continuación se muestra los valores de
electronegatividad de los elementos.

15. El criterio que se sigue para determinar el tipo de
enlace a partir de la diferencia de
electronegatividad, en términos, generales es el
siguiente:
Diferencia de
electronegatividad
Tipos de enlace
Menor o igual a 0.4 Covalente no polar
De 0.5 a 1.7 Covalente polar
Mayor de 1.7 Iónico

16. ◻ Enlace Covalente Apolar o Puro: Es cuando los
átomos comparten equitativamente a los electrones.
Generalmente participan átomo del mismo
elemento no metálico.
Se cumple que la diferencia de electronegatividades
es cero: ∆EN = 0

17. Ejemplo: Hidrogeno (H2
)
◻ Enlace Covalente Polar: Es cuando los electrones
enlazantes no son compartidos en forma
equitativa por los átomos, esto debido a que uno
de los átomos es mas negativo que otro.

18. Se cumple que la diferencia de electronegatividades
es diferente de cero: ∆EN ≠ 0
Ejemplo: Yoduro de Hidrógeno
donde:
◻ +/- δ : carga parcial
◻ μ: momento dipolar del enlace, es aquel parámetro
que mide el grado de polaridad de un enlace.

19. ◻ Enlace covalente coordinado: Se forma cuando el
par electrónico compartido es puesto por el mismo
átomo. Ejemplo:

20. Enlace Metálico
◻ Es el tipo de enlace que se produce cuando se
combinan entre sí los elementos metálicos; es
decir, elementos de electronegatividades bajas y
que se diferencien poco.

21. Fuerzas Intermoleculares

22. Fuerza de van der Waals
Engloba colectivamente a las fuerzas de
atracción entre las moléculas. Son fuerzas de
atracción débiles que se establecen entre
moléculas eléctricamente neutras (tanto polares
como no polares),
Hay tres tipos de fuerzas de van der Waals:
dipolo-dipolo, dipolo-dipolo inducido, dipolo
inducido-dipolo inducido.

23. Se producen entre moléculas que contienen átomos
electronegativos, hacen que las moléculas se orienten
a si mismas de tal forma que el extremo positivo de
una molécula se dirige al extremo negativo de otra
Los enlaces hidrogeno son un tipo especialmente fuerte
de interacción dipolo-dipolo
I
Interacciones dipolo-dipolo:

24. Puentes de hidrogeno
Se producen cuando un átomo de hidrógeno está unido
covalentemente a un elemento que sea:
• muy electronegativo y con dobletes electrónicos sin
compartir
• de muy pequeño tamaño y capaz, por tanto, de
aproximarse al núcleo del hidrógeno

25. Tienen lugar entre una molécula polar y una
molécula apolar. En este caso, la carga de una
molécula polar provoca una distorsión en la nube
electrónica de la molécula apolar y la convierte,
de modo transitorio, en un dipolo. En este
momento se establece una fuerza de atracción
entre las moléculas. Estas condiciones se cumplen
en el caso de los
átomos de F, O y N.
Interacción dipolo-dipolo inducido

26. Interacción dipolo inducido-dipolo
inducido
También se llaman fuerzas de dispersión o fuerzas
de London
Son fuerzas atractivas débiles que se establecen
fundamentalmente entre sustancias no polares,
aunque también están presentes en las sustancias
polares. Se deben a las irregularidades que se
producen en la nube electrónica de los átomos de
las moléculas por efecto de la proximidad mutua.

27. La formación de un dipolo instantáneo en una
molécula origina la formación de un dipolo
inducido en una molécula vecina de manera que se
origina una débil fuerza
de atracción entre las dos

28. SISTEMAS CRISTALINOS

29. ◻ Un cristal es una disposición simétrica de átomos,
iones o moléculas dispuestos en un modelo
tridimensional repetitivo. Si los centros de las
unidades materiales se reemplazan por puntos, el
sistema de puntos resultante se llama reticulado o
red espacial cristalina. Utilizando una red de lineas
que unen los puntos del retículo, una red cristalina
puede dividirse en partes identicas llamadas celdas
unitarias.

30. ◻ Los tipos más sencillos de celdas unitarias son las
celdas unitarias cúbicas
Obsérvese que es posible tener puntos en posiciones diferentes de las esquinas de las
celdas unitarias. En la celda unitaria cúbica centrada en el cuerpo, un punto se halla en
el centro de la celda. En la celda unitaria cúbica centrada en las caras, un punto se halla
en el centro de la celda.

31. ◻ En los cristales de los metales, los átomos ocupan las
posiciones de la red. Para determinar el número de
átomos por celda unitaria, se bebe tener en cuenta
que los átomos en las esquinas o caras son
compartidos con celdas antiguas. Ocho celdas
unitarias comparten cada átomo de una esquina y
dos celdas unitarias comparten cada átomo
centrado en las caras.

32. ◻ 1. La celda unitaria cúbica simple contiene el
equivalente de un solo átomo (8 esquinas de 1/8
de átomo cada una).
◻ 2. La celda unitaria cúbica centrada en el cuerpo
contiene dos átomos (8 esquinas a 1/8 de átomo
cada una y un átomo sin compartir en el centro).
◻ 3. La celda unitaria centrada en las caras contiene
el equivalente de cuatro átomos (8 esquinas a 1/8
de átomos cada una y 6 átomos centrados en las
caras a ½ de átomo cada una).

33. Sistema cristalino Ejes Angulos entre ejes
Cúbico a = b = c α = β = γ = 90°
Tetragonal a = b ≠ c α = β = γ = 90°
Ortorrómbico a ≠ b ≠ c ≠ a α = β = γ = 90°
Hexagonal a = b ≠ c α = β = 90°; γ = 120°
Trigonal (o Romboédrica) a = b = c α = β = γ ≠ 90°
Monoclínico a ≠ b ≠ c ≠ a α = γ = 90°; β ≠ 90°
Triclínico a ≠ b ≠ c ≠ a α ≠ β ≠ γα, β, γ ≠ 90°

34. Sistema cúbico.
◻ Existen tres ejes cristalográficos a 90° entre sí:
alfa = beta = gama = 90°
Las longitudes de los ejes son iguales:
a = b = c.

35. Sistema tetragonal
◻ Existen tres ejes cristalográficos a 90° entre sí:
◻ Alfa=beta=gama=90°
◻ Las longitudes de los ejes son iguales:
◻ A=b=c
◻ Los parámetros de los ejes horizontales son iguales, pero no
son iguales al parámetro del eje vertical:
◻ A=b≠[es desigual de] c
◻ Formas típicas y sus elementos de simetría son:
◻ Circón (ZrSiO2) pertenece al sistema tetragonal y forma p.
ej. Prismas limitados por pirámides al extremo superior y
inferior.
◻ Casiterita SnO2

37. Sistema hexagonal
◻ Existen 4 ejes cristalográficos, tres a 120° en el plano
horizontal y uno vertical y perpendicular a ellos:
◻ Y1=Y2=Y3=90°- ángulos entre los ejes horizontales y
el eje vertical.
◻ X1=X2=X3=120°- ángulos entre los ejes horizontales.
◻ A1=a2=a3≠c con a1, a2, a3= ejes horizontales y c=
eje vertical.
◻ Apatito Ca5[(F,OH,Cl)/(PO4)3] y grafito C pertenecen
al sistema hexagonal.
◻ Formas típicas son el prisma hexagonal y el
trapezoedro hexagonal de un eje sexternario y 6 ejes
binarios.

39. Sistema trigonal
◻ Existen tres ejes cristalográficos con parámetros
iguales, los ángulos X1, X2 y X3 entre ellos difieren
a 90°.
◻ X1= X2= X3= 90°
◻ a1= a2= a3.
◻ Calcita CaC03 y dolomita CaMg(CO3)2
pertenecen al sistema trigonal y forman a menudo
romboedros.
◻ Otra forma es una combinación de pirámide
trigonal y pinacoide con 3 ejes binarios de simetría.

41. Sistema ortorómbico
◻ Existen tres ejes cristalográficos a 90° entre sí:
◻ Alfa= beta= gama= 90°
◻ Los parametros son desiguales:
◻ a≠ b ≠ c [a es desigual c]
◻ Ejemplo: Olivino (Mg, Fe)2(SiO4)
◻ Una forma típica es una combinación de
paralelogramo y pinacoide con 3 ejes binarios de
simetría.

42. Sistema monociclínico
◻ Hay tres ejes critaslográficos, de los cuales dos (
uno de los dos siempre es el eje vertical= eje c)
están a 90° entre sí:
◻ Alfa= gamma= 90°
◻ Los parametros desiguales.
◻ a≠ b≠ c [a es desigual de b es desigual de c]
◻ Ejemplo: mica

43. Sistema triciclínico
◻ Hay tres ejes cristalográficos, ninguno de ellos a
90° entre sí:
◻ Alfa es desigual a de beta es desigual de gama es
desigual de 90°.
◻ Los parámetros son desiguales.
◻ a≠ b≠ c [a es desigual de b es desigual de c]
◻ Ejemplo: Albita: NaAlSi3O8 y distena: Al2SiO5

44. HIBRIDACIÓN

45. Hibiracción de orbitales
◻ Las formas características de enlace del átomo de
carbono en los compuestos orgánicos se describe
frecuentemente de acuerdo con el modelo de:
◻ Hibridación de orbitales (Linus Pauling, 1930) y los
resultados obtenidos con la aplicación de este
modelo concuerdan con la información experimental
obtenida.

46. ◻ La hibirdación de orbitales, en terminos simples, es
un procedimiento matemático que implica la
combinación de las funciones de onda individuales
para los orbitales atómicos (puros) s y p a fin de
obtener funciones de onda para los nuevos
orbitales atómicos híbridos con diferentes formas y
orientaciones.

47. ◻ A continuación se muestra un ejemplo del
procedimiento de hibridación y las posibles
hibridaciones que puede tomar el átomo de
carbono en base a la combinación matemática de
sus orbitales atómicos s y p.

49. Hibridación sp3
◻ La mezcla de un 2s con tres de 2p se denomina
hibridación sp3.

51. Hibridación sp3
◻ Asi, en cada uno de los
vértices marcados “sp3”
se encuentra al átomo
de C para formar
enlaces con los H y
formar la molécula de
metano, con disposición
tetraédrica.
◻ Los electrones
apareados ocupan la
región de los enlaces
que, a su vez, forman el
octeto alrededor del C.

52. Hibridacion sp2
◻ Se define como la combinación de un orbital S y
2P, para formar 3 orbitales híbridos, que se
disponen en un plano formando ángulos de 120°.

53. ◻ Los átomos que forman hibridaciones sp2
pueden
formar compuestos con enlaces dobles. Forman un
ángulo de 120º y su molécula es de forma plana.
◻ A los enlaces simples se les conoce como enlaces
sigma (σ) y los enlaces dobles están compuestos por
un enlace sigma y un enlace pi (π).

54. ◻ Las reglas de ubicación de los electrones en estos
casos, como el alqueno etileno obligan a una
hibridación distinta llamada sp2
, en la cual un
electrón del orbital 2s se mezcla sólo con dos de los
orbitales 2p: surge a partir o al unirse el orbital s
con dos orbitales p;

55. ◻ por consiguiente, se producen tres nuevos orbitales
sp2
, cada orbital nuevo produce enlaces covalentes
◻ Tridimensionalmente, la distancia entre un hidrógeno
y otro en algún carbono del etileno son
equivalentes e iguales a un ángulo de 120°.

56. Hibridación sp
◻ Se define como la
combinación de un orbital
S y un P, para formar 2
orbitales híbridos, con
orientación lineal. Este es
el tipo de enlace híbrido,
con un ángulo de 180° y
que se encuentra existente
en compuestos con triples
enlaces como alquinos (por
ejemplo el acetileno): se
caracteriza por la
presencia de 2 orbitales
pi(π).

57. Hibridación de orbitales

58. Forma y ángulos
◻ Las formas de las moléculas enlazadas por hibridaciones de sus
orbitales es forzada por los ángulos entre sus átomos:
◻ Sin hibridación: forma lineal
◻ Hibridación sp: forma lineal con ángulos de 180°
◻ Hibridación sp²: forma trigonal plana con ángulos de 120°. Por
ejemplo BCl3
.
◻ Hibridación sp³: forma tetraédrica con ángulos de 109.5°. Por
ejemplo CCl4
.
◻ Hibridación sp³d: forma trigonal bipiramidal con ángulos de 90° y
120°. Por ejemplo PCl5
.
◻ Hibridación sp³d²: forma octaédrica con ángulos de 90°. Por
ejemplo SF6
.

60. Bibliografía
◻ http://www.eis.uva.es/~qgintro/atom/tutorial-11.h
tml
◻ http://rabfis15.uco.es/weiqo/Tutorial_weiqo/Hoja
4a1P1.html
◻ http://genesis.uag.mx/edmedia/material/qino/T6.
cfm#top
◻ http://www.fullquimica.com/2011/04/enlace-quim
ico.html
◻ http://www.fullquimica.com/2011/04/enlace-ionic
o-o-electrovalente.html

61. ◻ http://www.fullquimica.com/2011/04/enlace-cova
lente.html
◻ http://iesdolmendesoto.org/zonatic/el_enlace_qui
mico/enlace/enlace_metalico.html
◻ http://www.fullquimica.com/2011/04/enlace-meta
lico.html
◻ http://www.ehu.es/biomoleculas/moleculas/fuerzas
.htm#fu52
◻ http://www.ehu.es/biomoleculas/moleculas/fuerzas
.htm#fu511

62. ◻ http://www.ehu.es/biomoleculas/moleculas/fuerzas
.htm#fu53
◻ http://www.ehu.es/biomoleculas/moleculas/fuerzas
.htm#fu5