UNIVERSIDAD INTERAMERICANA DE PUERTO RICO RECINTO DE BAYAMON

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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
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