UNIVERSIDAD INTERAMERICANA DE PUERTO RICO RECINTO DE BAYAMON DEPARTAMENTO DE CIENCIAS NATURALES Y MAT. Nombre___________________________Fecha___________________________ Número de Seg. Soc.________________________Sección_______________ Profesor.ANDRES MILLER HAZEL FUNDAMENTOS DE QUIMICA 1111 Laboratorio TEMA: Geometría Molecular OBJETIVOS: 1. Construir modelos moleculares para átomos, moléculas y iones enlazados covalentemente 2. Aplicar la teoría de enlaces de la capa electrónica de repulsión de los pares de electrones a la geometría y polaridad de las moléculas. Definir la teoría de VSEPR y explica su relación con la forma de las moléculas. 3. Dibujar estructuras de Lewis para las especies (átomos, moléculas y iones) usando el programa de SIGRESS en las computadoras del laboratorio Virtual. INTRODUCCIÓN: GEOMETRIA MOLECULAR. La forma o geometría de las moléculas es la parte que debemos conocer en este laboratorio. La geometría influye en las propiedades físicas y químicas de las moléculas tales como punto de fusión, punto de ebullición y reactividad. Podemos conocer como predecir las formas de las moléculas con bastante exactitud usando las estructuras de Lewis. Algo muy particular que tiene la teoría de Lewis sobre el enlace químico, a pesar de ser útil y fácil de aplicar, es que no indica cómo y porqué se forman los enlaces. La geometría molecular se refiere a la organización tridimensional de los átomos en las moléculas. No se puede predecir la geometría molecular a partir de las estructuras de Lewis. las longitudes y ángulo de enlace deben determinarse experimentalmente. Hay un procedimiento que nos permite predecir la geometría molecular, mediante las estructuras moleculares de Lewis. El fundamento esta en que los pares de electrones de la capa de valencia se repelen entre si. La capa de valencia es la capa electrónica mas externa ocupada en un átomo. Contiene los electrones que se requieren generalmente en el enlace. En un enlace covalente: un par de electrones es el responsable de mantener dos átomos juntos. En una molécula poliatómica en la que has dos o mas enlaces entre el átomo central y los átomos que lo rodean, la repulsión entre los electrones de diferentes pares enlazante hacen que se mantengan los más alejados posible. El enfoque para estudiar la geometria molecular se llama: MODELO DE LA REPULSIÓN DE LOS PARES ELECTRONICOS DE LA CAPA DE VALENCIA (RPECV) Documento de apoyo para el experimento: MOLECULAR MODELS: LEWIS DOT FORMULAS, VESPR THEORY, AND VALENCE BOND THEORY. pag. 153 Texto: Bishop-Whitten-Gailey ESTRUCTURAS DE LEWIS. Las fórmulas electrónicas de puntos que utilizaremos en nuestro laboratorio se llaman estructuras de enlaces de valencia o estructuras de Lewis, en honor a Gilbert N. Lewis, quien propuso ésta teoría de enlace covalente en 1916. La teoría de Lewis enfatiza la obtención de configuraciones de gas noble por parte de los átomos en moléculas covalentes. Debido a que el # de electrones de valencia es el mismo que el # de grupo para los no metales, uno puede predecir que los elementos del grupo VII A (ej. el Cl) formarían un enlace covalente para alcanzar un octeto estable: NOTA: UN ENLACE COVALENTE CONSISTE EN UN PAR DE ELECTRONES (CON ESPIN APAREADO) QUE ES COMPARTIDO POR DOS ATOMOS. - Los elementos del grupo VI A (O, y S), formarían dos enlaces covalentes. - Los elementos del grupo V A como N y P formarían 3 enlaces covalentes. Ej: Los elementos del grupo IV A (C) formarían cuatro enlaces .. .. H. + .Cl: ---- H:Cl: .. .. covalentes. 2H. + .. O: ---.. H .. H: O : . . (agua) H . .. 3H. + . N . ---- H: N : H .. .. H . .. 4H. + . C . ---- H: C :H . .. H El enlace covalente de los compuestos tambien puede indicarse por guiones y cada guión representa un enlace, un par de electrones. .. .. .. : Cl : P : Cl : .. .. .. : Cl: .. .. .. .. :Cl--P--Cl: .. \ .. :Cl: .. H H \ \ H ---C ---- C--- H \ \ H H .. .. .. .. : O : + : C : + : O : ----- : O :: C :: O : .. .. ó :O=C=O: ¿COMO REPRESENTAR ESTRUCTURA DE LEWIS? Ej. ClO3Oxígeno. 1. El Cl es el átomo central en el que están unidos los átomos de Halle el # total de electrones de valencia suministrados por todos los átomos de la estructura. El # suministrado por cada elemento de la familia A es el mismo que el # de grupo del elemento. a.) b.) para unión negativo, aumente el # por la carga del ión. Para un ión positivo disminuya el # por la carga del ión. Ej. El # total de electrones de valencia en ClO3- negativo es: 7 atomos de Cl 18 de los 3 átomos de O 1 de la carga iónica _______ 26 2. Determine el # de electrones requeridos para suministrar 2 electrones a cada átomos de H individualmente y 8 electrones a cada uno de los demás átomos individualmente. Puesto que no hay átomos de H en el ión ClO3- negativo. FORMULA: # DE e- PARA ATOMOS = 2 (# DE ATOMOS H) + 8 (# DE OTROS ATOMOS) INDIVIDUALES # de electrones para = 2 ( 0 ) + 8 ( 4 ) = 32 atomos individuales \ 3 de oxígeno 1 de cloro 3. El # obtenido en el paso 2 menos el # obtenido en el paso 1 es el # de electrones que deben compartirse en la estructura final: FORMULA: # DE e- DE ENLACE = ( # DE ELECTRONES - (# TOTAL DE ELECTRONES) PARA ATOMOS INDIVIDUALES) # DE ELECTRONES DE ENLACE = 32 - 26 = 6 4. La mitad del # de electrones de enlace ( del paso 3) es el # de enlaces covalentes en la estructura final: # DE ENLACES = ( # DE ELECTRONES DE ENLACES) / 2 # DE ENLACES = 6/2 = 3 5. Escriba los símbolos para los átomos presentes en la estructura ordenándolos en la forma en que se encontraban en la estructura. Indique los enlaces covalentes mediante iones escritos entre los símbolos y luego use lo que queda del # calculado en el paso 4. O \ Cl --O / O 6. El # total de electrones (paso 1) menos el # de electrones de enlace (paso 3), es el # de electrones sin compartir. FORMULAl: # DE ELECTRONES = ( # TOTAL DE ELECTRONES) - ( # DE ELECTR. DE SIN COMPARTIR ENLACES) # DE ELECTRONES SIN COMPARTIR = 26 - 6 = 20 .. :O: \ .. Cl---O : / .. :O: .. 7. Indique las cargas formales de los átomos donde sea apropiado. La formal del atomo de cloro es: CARGA = + (# DE GRUPO) - (# DE ENLACES) - (# DE ELECT. SIN COMPARTIR) CARGA FORMAL = + 7 - 3 - 2 = +2 PARA EL CL CARGA FORMAL = + 6 - 1 - 6 = +1 PARA EL O la estructura es: carga FORMAL ..:O: \ 2+ . . : Cl --- O : /.. :O: .. Las cargas formales sumadas dan la carga del ión: ClO3 negativa Ejercicio # 2 Represente la estructura de lewis de la molécula de SO2. La molécula es angular y los dos átomos de oxígeno están unidos al atomo central S. 1. El número total de electrones de valencia en la molécula es: 6 atomos de S 12 de los dos atomos de O 2. _______ 18 # de electrones para atomos individuales. 2 (O) + 8 (3) = 24 3. # de electrones de enlace = 24 - 18 = 6 4. No. de enlaces = 6/2 = 3 5. S // \ 6. O # de electrones sin compartir = = 18 - 6 = 12 .. S // \ :O: :O: .. O 7. Carga formal para el atomo de S. carga formal = + 6 - 3 - 2 = +1 para el atomo de oxígeno de la izquierda carga formal = +6 - 2 - 4 = 0 para el atomo de O de la derecha carga formal = + 6 - 1 - 6 = -1 la estructura es: ..+ S // \ :O: :O: .. CARGA FORMAL. En la formación de ciertos enlaces covalentes, los dos electrones compartidos son suministrados por uno de los átomos de enlaces. Reacción del amoníaco con un protón: H + .. H: N :H .. H + + H --------- .. H:N:H .. H El par de electrones sin compartir del átomo de Nitrógeno del NH3 se utiliza para formar un nuevo enlace covalente. Este tipo de enlace se llama "Enlace covalente coordinado". El átomo de nitrógeno tiene 5 electrones de valencia (grupo V A). 1. .. . N . -------. .. H:N:H .. H + El número de enlaces covalentes en el átomo de N de NH4 no concuerda con lo explicado en 1. puesto que se esperaría que satisficiera el principio del octeto, con la formación de 3 enlaces covalentes. Para contestar a esa pregunta se usa la carga formal de un átomo en una molécula. La carga formal de una átomo en una molecula se calcula mediante la fórmula: Carga formal = +(# de grupo) - # de enlaces - # de electrones sin compartir Ej. Puesto que el átomo de N ( un átomo del grupo V A) en el NH4+ tiene cuatro enlaces y no tiene electrones sin compartir, su es: carga formal carga formal = + (# de grupo)-(# de enlaces)-(# de e- sin compartir) Carga formal = + 5 - 4 = + 5 - 4 - 0 = +1 - 0 Explicación: 1. El átomo de N ( un átomo del grupo V A) en el NH4+, tiene 4 enlaces. + 2. Cada átomo de H en el ión NH4, tiene una carga formal de cero: H \+ H -- N -- H \ H Ej. Cargas formales en la molécula POCl3 .. :O: .. .. .. : Cl : P : Cl : .. .. .. : Cl: .. Carga formal del atomo de oxígeno: Carga formal = + 6 - l - 6 = -1 / / \ # de grupo Un sólo Electrones sin enlace con compartir (6 puntitos) el P. Carga formal del atomo de fósforo Carga formal = + 5 - 4 - 0 = +1 Carga formal del atomo de Cl. Carga formal = + 7 - 1 - 6 = 0 La estructura de la molécula: ..:O: .. \+ .. : Cl---P ---Cl : .. \ .. : Cl : .. CONCLUSION: 1. La carga formal de un atomo en una extructura de Lewis puede calcularse mediante el uso de la fórmula: Carga formal = + (# de grupo) -|(# de enlaces) + # de e- sin compartir)| 2. En una molécula, la suma de las cargas formales es cero. En un ión, las cargas formales sumadas dan la carga del ión. 3. Un átomo en una estructura de lewis que tiene un # de enlaces esperado sobre la base de un # de grupo, no tiene carga formal. Si es posible una estructura de lewis debe esquematizarse para así todos los átomos tengan estos #s. de enlaces. Sin embargo esto no es siempre posible. 4. Los átomos que están unidos entre sí en una estructura, no deben tener cargas formales del mismo signo. Una estructura de Lewis en la cual esta regla de carga adyacente se viole, no es generalmente una descripción exacta de la molécula o ión. B. REPULSIONES DE PAR ELECTRONICO Y GEOMETRIA MOLECULAR. La disposición geométrica de los átomos en moléculas puede predecirse por medio de la teoría de repulsión del par electrónico del nivel de valencia. 1. 2. Un átomo central está unido a dos o más átomos. Los pares de electrones se repelen entre sí, se supone que los pares de electrones en el nivel de valencia del átomo central toman posiciones lo más alejadas posible. La forma de la molécula o ión es una consecuencia de las repulsiones de estos pares electrónicos. 3. Todos los pares de electrones del nivel de valencia del átomo central que forman los enlaces covalentes son llamados pares de enlace. y los pares que están sin compartir pares de no enlace o pares libres. Los pares de no enlace ayudan a determinar la posición de los átomos en la molécula o ión. 4. Número de pares de electrones en el nivel de valencia del átomo central y la estructura molecular # DE PARES ELECTRONICOS TOTAL ENLAC E NO ENLACE ESTRUCTURA DE LA MOLECULA O ION EJEMPLOS 2 2 0 LINEAL HgCl2, CuCl2 3 3 0 TRIANGULAR PLANA BF3 ,HgCl3 3 2 1 ANGULAR SnCl2, NO2 4 4 0 TETRAEDRICA CH4, BF4 4 3 1 TRIGONAL PIRAMIDAL NH3, PF3 4 2 2 ANGULAR H2O 5 5 0 TRIGONAL BIPIRAMIDAL PCl5 5 4 1 TETRAEDRICA IRREGULAR TeCl4 5 3 2 FORMA DE T ClF3 5 2 3 LINEAL XeF2 6 6 0 OCTAEDRICA SF6 6 5 1 CUADRADA PIRAMIDAL IF5 6 4 2 CUADRADA PLANA BrF4 Ej. Use la teoría de repulsión de par electrónico del nivel de valencia para predecir las estructuras de los siguientes iónes: Todos los enlaces son enlaces sencillos. Cada átomo de halógeno contribuye con un electrón al nivel de valencia de átomo central para la formación de enlace: a) TICl2+ b) AsF+2 c) SnCl-3 Elect. A+X+carga=total ) 3 + 2 -1 = 4 Total de enlaces libres 2 2 0 estructura lineal ) ) 3 4 angular trigonal piramidal 5 + 2 -1 = 6 4 + 3 +1 = 8 2 3 1 1 orbítales atómicos sencillos tipo de híbrido geometría ejemplo s , px sp lineal Hgcl2 s , px, py sp2 triangular plana BF3 s , px, py, pz sp3 tetraédrica CH4 dx2,s px,py,pz dsp3 o sp3d trigonal bipiramidal PF5 dx2,dx2-y2 , s, px,py,pz d2sp3 o sp3d2 octaédrica SF6 Un enlace puramente covalente se encuentra solamente en moléculas formadas de dos átomos idénticos, tales como Cl2. Un átomo de cloro atrae electrones en la misma extensión que cualquier otro. La nube electrónica del enlace está distribuida simétricamente alrededor de los dos núcleos. O sea que los electrones de enlace están compartidos igualmente por los dos átomos idénticos. Los enlaces en su mayoría se encuentran entre estos dos extremos: iónico y covalente. Para el estudio de estos enlaces nos apoyamos en la distorsión del ión. El carácter del enlace en un compuesto que contiene un metal y un no metal puede interpretarse en términos de interacciones entre los iones. Se cree que el ión cargado positivamente atrae y deforma la nube electrónica del anión. la nube electrónica del ión negativo está desplazada hacia el catión. En casos extremos la deformación del ión puede conducir a compuestos que son más covalentes que iónicos. ANIONES. La facilidad con que se distorsiona un anión depende de su carga y tamaño. Un anión grande, en el cual los electrones están lejos del núcleo, es fácilmente deformado. Ej: el ión yoduro ---- radio iónico 216 pm (picómetro) el ión fluoruro--- radio iónico 136 pm El ión yoduro es más fácilmente distorsionado que el ion fluoruro. CATIONES. La habilidad de un catión para distorsionar la nube electrónica de un anión vecino también depende del tamaño y la carga. Un catión pequeño con una alta carga positiva es el más efectivo en producir la distorsión del anión. Un catión de este tipo tiene una alta concentración de carga positiva. Siempre que dos átomos diferentes se unan por enlace covalente, la densidad electrónica del enlace no está simétricamente distribuida alrededor de los dos núcleos. Los electrones del enlace no son compartidos igualmente. Un enlace con polos positivos y negativos se llama enlace covalente polar. Cuanto mayor sea la diferencia entre la habilidad para atraer electrones de 2 átomos unidos por un enlace covalente, más polar es el enlace y mayor la magnitud de las cargas parciales. Una molécula covalente polar en un campo eléctrico tiende a desviarse entre las placas de un condensador en tal forma que la terminal negativa se orientaría hacia la placa positiva y la terminal positiva hacia la placa negativa. NOTA: LA ELECTRONEGATIVIDAD ES UNA MEDIDA DE LA CAPACIDAD RELATIVA DE UN ATOMO EN UNA MOLECULA PARA ATRAER ELECTRONES HACIA EL MISMO. He- H 2.2 Li 1.0 Be 1.6 B 2.0 C 2.6 N 3.0 O 3.4 F 4.0 Ne- Na 0.9 Mg 1.3 Al 1.6 Se 1.9 P 2.2 S 2.6 Cl 3.2 Ar- K 0.8 Ca 1.0 Ga 1.8 Ge 2.0 As 2.2 Se 2.6 Br 3.0 Kr- Rb 0.8 Sr 0.9 In 1.8 Sn 2.0 Sb 2.1 Te 2.1 I 2.7 Xe- Cs 0.8 Ba 0.9 Ti 2.0 Pb 2.3 Bi 2.0 Po 2.0 At 2.2 EJEMPLO: ¿CUAL DE LOS ENLACES SIGUIENTES ES MAS POLAR? a) N-O o C-O b) S-F o O-F Las diferencias de electronegatividad son: para N-O Para C-O 3.4 - 3.0 = 0.4 3.4 - 2.6 = 0.8 El enlace C-O es más polar. En cada caso el átomo de O tiene la carga (bi) negativo. UN ENLACE COVALENTE POLAR TIENE CARGAS (&- Y &+) COMO RESULTADO DE LA DESIGUALDAD DE LOS ELECTRONES COMPARTIDOS DEL ENLACE. Las fórmulas estructurales permiten una visión clara de cómo se encuentran los átomos unidos entre sí y Cuál es la forma de la molécula en el espacio. A continuación vas a resolver los ejercicios que correspondan al número en tu seguro social y utilizaras el programa de CAChe en el laboratorio virtual para representar cada una de las moléculas o iones y añadirás a tu informe La tabla No.1 presenta ejemplos de algunas estructuras de moléculas que han sido evaluada y que enseño para que tengan una idea de la actividad que van a desarrollar con e ejercicio que le corresponde en la tabla No.2 El dígito ubicado en la posición X en tu número de estudiante representa el grupo de ejercicios que tiene que resolver en la tabla No.2 Y00 - 44 –3 X 46 Nota: El profesor puede seleccionar otra posición para la X. TABLA No. 1 Rn- 1. nombr e del compue sto Metan o # total de pares electr ones Pares electron es compar tidos o enlazad os Pares electron es solitari os o no enlazad os 4 4 0 Estruct ura de lewis Aproxim ad. Angulo de enlaces. Estructur ales diagramat icas o desarrolla das 109.5 Formulas estructura les condensa das Formula VSEPR forma geométrica Orbitales híbridos Polaridad TETRAHED RAL SP3 No polar AX3E TRIGONAL PIRAMIDAL SP2 polar AX2E2 ANGULAR CH4 AX4 amoni aco 4 Agua 4 3 1 NH3 2 2 H2O polar Selecciona los ejercicios por la posición X de tu número de seguro social como se indica arriba. Grupo 0 Grup o1 Grupo 2 Grup o3 Grup o4 Grup o5 Grupo 6 Grupo 7 Grupo 8 Grupo 9 CH4 H2 O ClO2-1 Cl2O SO3-2 IO4-1 BrO3-1 CF4 Cl2O N2 F2 ICl4-1 N2H2 Cl2 BF3 SF4 CCl4 N3-1 SO2 O3 AsO3- H3 O+ SeCl2 NCl3 XeF4 CO2 CNO- CF3Cl C2H2 Br2 OCN- OCNSiO3-2 XeF4 ClO4-1 N3-1 H2 O P6 HNO3 OPN SO4-2 PCl5 COS SF6 ICl4-1 CH4O Cl2O SiF6-2 TeO3 PH3 I3-1 H2 O NH3 ClO4-1 NCl3 AsH3 BCl3 TeO4-2 NH4+1 H2 S N2H4 PF3 SO4-2 CH3+ CO2 BeCl2 P2H4 CBr4 SiO2 HF SeO4-2 1 NO3-1 BrO31 H2 S CS3-2 ICl4-1 H2O2 NCl3 AsH3 SCl2 CO3-2 ClF3 PO4-3 ENTRAR AQUI PARA APRENDER EL PROGRAMA