Transcript 10 Forma de las Moleculas

Universidad de La Frontera
Fac. Ing. Cs. y Adm.
Dpto. Cs. Químicas
Las Formas de las Moléculas
Prof. Josefina Canales
Estructuras de Lewis
1) En las estructuras de Lewis sólo aparecen los
electrones de valencia
2) La línea que une dos átomos representa un par de
electrones compartido por los dos átomos.
–
–
–
enlace sencillo- dos electrones compartidos, una línea
enlace doble- cuatro electrones compartidos, dos líneas
enlace triple – seis electrones compartidos, tres líneas
3) Los puntos ubicados enseguida de un átomo
representan electrones no enlazados.
Estructuras de Lewis de los elementos
por grupo en la tabla periódica
II
Be
Mg
..
Ca
.
. B.
.
. Al
.
IV
V
VI
.
.C.
.
.
. Si .
.
..
.N.
.
.
P.
.
.
.O
..
..
S .
.
VIII
..
..
F .
..
..
Cl .
..
..
VII
He
..
..
Ne
Ar
..
..
..
H.
Li .
Na .
III
..
I
.. ..
Gupo
Los pasos para convertir una fórmula
molecular en una estructura de Lewis
Fórmula
molecular
Átomo
colocado
Colocar el
átomo con
menor EN
en el centro
Sumar
los
_
e de
valencia
Agregar
números de
grupo A
_
e de
valencia
restantes
Dibujar
enlaces
sencillos. _
Sustraer 2e
por cada
enlace
Estructura
de Lewis
Dar a cada
_
átomo
8e
_
(2e para H)
Escritura de estructuras de Lewis para
moléculas con un átomo central
Problema: Escriba una estructura de Lewis para la molécula del cloroformo
(CHCl3), una molécula que ha sido usada para anestesiar a las personas.
Solución: Paso1: Coloque los átomos enseguida uno del otro con el carbono
en el centro, puesto que es el elemento más bajo en un grupo con más de un
electrón. Coloque los otros alrededor del carbono en las cuatro direcciones.
Paso 2: Cuente los electrones de valencia.
[1xC(4e-)] [1xH(1e-)] [3xCl(7e-)] = 26 electrones
Paso 3: Dibuje los enlaces sencillos entre los átomos , y sustraiga 2 electrones
por enlace. 26 electrones - 8 electrones = 18 electrones.
Paso 4: Distribuya los electrones restantes en pares comenzando por los
átomos contiguos.
Revisión:
1.
H
H
C
Cl
..
..
Cl
..
..
..
Cl
..
H
..
..
Cl C Cl
Cl
4.
..
Cl C Cl
Cl
3.
..
..
Estructuras de Lewis de moléculas simples
..
.
.. ..
H . Cl
..
F F
H .. H
Cloruro de hidrógeno
.. ..
H
H
Flúor molecular
..
.F.
H
H
Hidrógeno
molecular
..
.F.
H
..
H
..
F
..
Na+
. ..
. Cl
..
Cloruro de sodio
..
Cl
..
..
. .
..
C
C
.
. .. . .
H
H
H
Etano
Fluoruro de Hidrógeno
-
H
-
Mg+2
..
Cl
..
Cloruro de
magnesio
..
H
H
..
H
-
Escritura de estructuras de Lewis para
moléculas con más de un átomo central
Problema: Escriba la estructura de Lewis para el peróxido de hidrógeno
(fórmula molecular, H2O2 ), un importante blanqueador doméstico.
Solución: Paso 1. Coloque los átomos con su mejor geometría , con los
átomos de hidrógeno teniendo sólo un enlace, éstos están en los
extremos u orillas, y el oxígeno puede tener hasta dos enlaces, entonces
colóquelos en el centro.
H O O H
Paso 2. Encuentre la suma de electrones: [2 x H(1e-)] + [2 x O(6e-)] = 14ePaso 3. Agregue los enlaces simples y sustraiga 2e- por cada enlace:
H-O-O-H
14e- - 6e- = 8ePaso 4. Agregue los electrones restantes en pares alrededor de los
átomos de oxígeno, con el hidrógeno puede tener sólo dos
.. ..
H-O-O-H
.. ..
Revisión: El oxígeno tiene un octeto de 8ey el hidrógeno tiene sus dos electrones.
Escritura de estructuras de Lewis para
moléculas con enlaces múltiples
Problema: Escriba la estructuras de Lewis para el Oxígeno y el
acetileno (C2H2):
Plan: Comenzamos con los primeros 4 pasos que hemos hecho: colocar
los átomos, contar los electrones, colocar los enlaces simples, y
completar los octetos, y, si es necesario, terminamos como sigue,
colocando enlaces múltiples en las moléculas.
Solución:
a) Para el oxígeno: O2
O-O
Cambie uno de los pares para solitarios para ligar un par. El oxígeno
de la derecha tiene un octeto de electrones, mientras que el de la
izquierda tiene sólo seis electrones, entonces convertimos el par
solitario en otro par enlazado entre los dos átomos de oxígeno.
O O
b) Para el acetileno: C2H2 H - C - C - H
Ninguno de los átomos de carbono tiene un octeto de electrones, o si
están situados alrededor de un átomo, el otro tiene sólo 4. Por lo tanto,
coloque ambos pares formando enlaces múltiples, un enlace triple.
H-O O-H
.. ..
.. ..
.. ..
.. ..
.. ..
Estructuras de Lewis de moléculas simples - II
..Cl ..Cl
.. ..
H
H C H
H
CH4 Metano
H C
Cl2 Cloro
O
Cl
C
Cl
C
Cl
..
..
..
..
..
..
..
..
..
Cl
C
H
O
C
O
CO2 Dióxido de carbono
CO Monóxido de carbono
CCl4 Tetracloruro de carbono
O
H
C2H4O2 Ácido acético
..
..
..
H O
O
H
H
H2O Agua
Óxido de hidrógeno
Estructuras de Lewis de moléculas simples- III
H
..
N
C
N
H
C
C
H
Ácido cianhídrico : HCN
Acetileno : C2H2
O
..
..
Oxígeno molecular : O2
Etileno : C2H4
H
O
H
C
O
O
H
C
H
..
..
Enlaces múltiples
N
Nitrógeno
N2
Escritura de estructuras de Lewis - IV
Paso 1) Colocar los átomos relativos unos a otros: Para compuestos
de fórmula molecular ABn , colocamoes el átomo con el menor
número de grupo en el centro, porque necesita más electrones
para alcanzar un octeto. En el NF3 (trifluoruro de nitrógeno), el
N (grupo 5A) tiene cino electrones, por lo que necesita tres,
mientras que el F (grupo 7A) tiene siete por lo que necesita sólo
uno; por lo tanto, el N va en el centro con los tres átomos de F
alrededor de él.
Paso 2) Determinación del número total de electrones de valencia
disponibles: Para moléculas, sumamos los electrones de
valencia de todos los átomos (el número de electrones de
valencia es igual al número de grupo A). En el NF3, el N tiene
cinco electrones de valencia, y cada F tiene siete. Para iones
poliatómicos, sumamos un e – por cada carga negativa, o
sustraemos un e – por cada carga positiva.
Escritura de estructuras de Lewis - V
Paso 3) Dibujar un enlace sencillo de cada átomo rodeando al
átomo central, y sustraer dos electrones de valencia por
cada enlace. Debe haber al menos un enlace sencillo uniendo
a los átomos.
Paso 4) Distribución de los electrones restantes en pares, de modo
que cada átomo obtenga ocho electrones (o dos para H).
Primero colocamos los pares solitarios sobre los átomos de los
alrededores (más electronegativos) para darles un octeto. Si
sobran electrones, se colocan alrededor del átomo central.
Luego se revisa que cada átomo tenga 8e -.
Estructuras de Lewis de
moléculas simples - VI H
H
H
H
C
C
H
H
..
O
..
CH4
H
H
Metano
C
H
H
Alcohol etílico (Etanol)
..
..
..
..
F
O
..
F
..
K+
Cl
..
O
O
KClO3
Clorato de potasio
CF4
C
..
F
..
F
..
Tetrafluoruro de carbono
Estructuras de Lewis de
moléculas simples - VII
H
H
.N.
H
Amoniaco
H
H
N
H
+
H
H
N
N
C
O
H
Urea
H
Ion de Amonio
H
Resonancia: Deslocalización del par
de electrones de enlace - I
Ozono : O3
..
..
O
O
O
O
O
O
II
I
Estructura de híbrido de resonancia
..
O
O
O
Un par de resonancias de electrones
entre las dos localizaciones
Resonancia: Deslocalización del par
de electrones de enlace - II
H
H
C
C
H
C
C
H
H
C
C
H
C
C H
H
C
C H
H
C
H
C
C
H
C
C
H
H
C
C
H
Estructura de resonancia
C
H
Benceno
H
H
Estructuras de Lewis de moléculas simples
Estructuras de resonancia - III
Nitrato
..
..
..
O
N
O
O
O
O
..
..
..
..
..
N
N
O
O
O
O
Estructuras de Lewis de
moléculas simples - VIII
• Estructura provisional:
..
• N N
Calcule la CF
•
•
•
•
•
. . Carga Formal
N = 5 valencia -(1 enlazado
+ 2 no enlazados) = +2
N = 5 valencia -(1 enlazado
+ 6 no enlazados) = -2
• Mueva los electrones
para hacer un triple
enlace
•
N
N
..
• Determine la estructura de
Lewis para el nitrógeno
molecular, N2
• N2 es un compuesto
covalente.
• Hay diez electrones de
valencia.
• N-N usa 2 e-, dejando 8
alrededor de los 2 átomos.
• Tres pares se colocan
alrededor de un átomo,
dejando 1 par.
Estructuras de Lewis para excepciones a la
regla del octeto
..
Cl
..
.. .. F
F
Cl
.. .. ..F
..
..
Cl
..
Cada átomo de flúor tiene
8 electrones asociados.
El cloro tiene 10 electrones
..
Cl
..
Be
..
Cl
..
Cada átomo de cloro tiene
8 electrones asociados. El
berilio tiene sólo 4
B
..
Cl
..
Cada átomo de cloro tiene
8 electrones asociados. El
Boro tiene sólo 6
.
N
O
O
NO2 es un átomo con
electrones impares.El nitrógeno
tiene sólo 7 electrones.
Estructuras de resonancia - IV
Capas de valencia expandidas
..
F
..
.. ..
F
F
S
..
F
..
..
F
..
..
F
..
..F ..F
S = 12eHexfluoruoro de azufre
H
..O
..
..O
S
..
O
..O
..
p = 10e-
..
F
..
F
..
P
..
F
Pentafluoruro de fósforo
Estructuras de resonancia
H
H
Ácido sulfúrico
..
O
..
O
S
..
O
..
H
O
S = 12e-
Estructuras de Lewis de moléculas simples
-2
..
O
..
S
Sulfato
Estructuras de resonancia -V
O
O
Más otros 4 para
un total de 6
..
O
..
O
..
S
O
..
-2
..
O
..
oo
O
oo
xo
oo
..
O
..
..
..
O
oo
S xx O
xx
oo
O
oo
x = electrones de azufre
o = electrones de oxígeno
-2
Una analogía con globos para la
repulsión mutua de grupos de
electrones
Dos
Tres
Cuatro
Cinco
Número de grupos de electrones
Seis
Repulsiones de grupos de electrones y
las cinco formas moleculares básicas
Lineal
Trigonal
plana
Tetraédrica Bipiramidal Octaédrica
trigonal
La forma
molecular simple
del arreglo lineal
del grupo de
electrones
LINEAL
Clase
Forma
Lineal
Ejemplos: Cs2, HCN, BeF2
Clave
Be
..
Cl
..
..
..
Cl
..
Geometría AX2 - Lineal
BeCl2
Geometría molecular =
Arreglo lineal
1800
El cloruro de berilio gaseoso es un ejemplo de una molécula en la que
el átomo central - Be no tiene un octeto de electrones, y es deficiente de
electrones.
Otros elementos de las tierras alcalinas también tienen la misma
configuración de electrones de valencia, y la misma geometría para
moléculas de este tipo. Por lo tanto, esta geomería es común en los
elementos de grupo II.
O
C
O
CO2
..
..
..
..
1800
El dióxido de carbono tiene también la misma geometría, y es una
molécula lineal, pero en este caso, los enlaces entre el carbono y el
oxígeno son dobles.
TRIGONAL PLANAR
Las dos formas
moleculares del
arreglo trigonal
planar de los
grupos de
electrones
Clase
Forma
Trigonal planar
_
_
Ejemplos: SO3, BF3, NO3 , CO32
Inclinada
(forma de V)
Ejemplos: SO2, O3, PbCl2, SnBr2
Geometría AX3 - Trigonal planar
..
..
..
..
F
BF3
F
B
1200
Trifluoruro de Boro
..
..
..
F
Todos los elementos de la
familia del boro (IIIA) tienen
la misma geometría. Trigonal
planar.
AX2E
-
..
..
O
NO3-
1200
..
SO2
S
O
O
N
O
O
1200
Anión nitrato
Las moléculas AX2E tienen un par de
electrones donde el tercer átomo
aparecería en el espacio alrededor del
átomo central, en la geometría trigonal
planar.
TETRAÉDRICA
Las tres formas
moleculares para el
arreglo tetraédrico
de grupos de
electrones
Clase
Forma
Tetraédrica
_
Ejemplos: CH4, SiCl4, SO42 , ClO4
Trigonal piramidal
_
Ejemplos: NH3, PF3, ClO3 , H3O+
Inclinada (forma V)
Ejemplos: H2O, OF2, SCl2
_
Estructuras de Lewis y formas moleculares
Geometría AX4 - Tetraédrica
H
H
C
H
H
Metano
H
109.50
CH4
C
H
H
H
Todas las moléculas o iones con cuatro grupos de electrones alrededor
de un átomo central adoptan el arreglo tetraédrico
H
H
109.50
109.50
107.30
+ H+
N
H
N
Todos los
El amoniaco está en una forma
ángulos son
tetraédrica,
pero
sólo
tiene
un
par
H
H
iguales
de electrones en un lado, por eso
H Ion amonio
H hay un ángulo más pequeño
Uso de la teoría de RPECV para determinar la forma molecular
1) Escribir la estructura de Lewis de la fórmula molecular para ver la
colocación relativa de los átomos y el número de grupos de electrones.
2) Asignar un arreglo del grupo de electrones por conteo de todos los
grupos de electrones alrededor del átomo central enlazados más los no
enlazados.
3) Predecir el ángulo de enlace ideal a partir del arreglo de los grupos
de electrones y la dirección de cualquier desviación causada por pares
solitarios o enlaces dobles.
4) Dibujar y nombrar la forma molecular por conteo de los grupos
enlazados y no enlazados separadamente.
Los pasos para determinar una
forma molecular
Fórmula
molecular
Estructura
de Lewis
Ver figura
10.1
Arreglo de
grupos de
electrones
Contar todos
los grupos
_
de e
alrededor
del átomo
central (A)
Ángulos de
enlace
Notar los
pares
solitarios y
enlaces
dobles
Fórmula
molecular
(AXmEn)
Contar el
número de
grupos
enlazados y no
enlazados
separadamente
Predicción de formas moleculares
Problema: Determine la forma molecular y los ángulos de enlace
ideales para:
a) NCl3 b) COCl2
Solución: a) para NCl3
Cl N Cl
1) Escriba la estructura de Lewis:
..
..
.. .. ..
..
..
..
..
2) Asigne el arreglo de electrones:
Cl
Cuatro grupos de electrones alrededor de N,
( tres enlazados, y uno no enlazado), entonces tenemos un arreglo
tetraédrico.
3) Para el arreglo tetraédrico el ángulo ideal es 109.50. Puesto que hay
un par solitario, el ángulo de enlace real debe ser menor a 109.50
4) Dibuje y nombre la forma molecular:
..
..
N
..
..
Cl
..
..
..
..
Cl
.. ..
Cl
..
NCl3 Tiene una forma
piramidal trigonal
..
..
..
..
Cl
..
O
C
..
Cl
..
..
Solución:
b) Para COCl2
1) Escribir la estructura de Lewis:
2) Asignar el arreglo de grupos de electrones: Tres grupos de electrones
alrededor del átomo de carbono ( dos enlaces sencillos, y uno doble) lo
que resulta en el arreglo trigonal planar.
3) Predecir los ángulos de enlace: el ángulo ideal es 1200, pero el
enlace doble entre el carbono y el oxígeno debe comprimir el ángulo de
enlace Cl - C – Cl repeliendo los átomos de cloro, y los enlaces entre
ellos y los átomos de carbono.
4) Dibujar y nombrar la forma molecular:
O
..
Cl
..
124.50
C
1110
..
Cl
..
Predicción de formas moleculares con cinco
o seis grupos de electrones
Problema: Determine la forma molecular y prediga los ángulos de
enlace (relativos a los ángulos ideales ) de (a) AsI5 (b) BrF5
Solución:
I
(a) 1)Estructura de Lewis para
I
AsI5:
I
2) Arreglo de grupos de
As
electrones con cinco
I
I
I
grupos, éste es un arreglo
bipiramidad trigonal.
I
900
1200
As
I
3) Ángulos de enlace: puesto que todos los
I
grupos y los átomos de los alrededores son
I
idénticos, los ángulos de enlace son los
ideales: 1200 entre los grupos ecuatoriales y
900 entre los grupos axiales y ecuatoriales.
..
..
..
..
..
4) Arreglo molecular: Bipiramidal trigonal
..
..
..
..
.. ..
..
..
..
..
..
..
..
F
..
..
..F
..
F
.. ..
..F
..
..
..
..
b) BrF5
..
..
1) Estructura de Lewis para BrF5:
F
Br
2) Arreglo de grupos de electrones
6 grupos de electrones- octaédrica
3) Ángulos de enlace: Los pares solitarios
hacen todos los ángulos menores a 900.
F
F
F
4) Forma molecular: un par solitario, y
cinco pares enlazados dan la forma
piramidal cuadrada:
F
Br
F
Polaridad de CO2 y H2O
Agua - H2O
-
Dióxido de carbono - CO2
-
-
O
+
H
O
H
+
Una molécula polar
Los enlaces son
polares, y la molécula
es no simétrica
+
C
O
Una molécula no polar
Los enlaces son polares,
Pero la molécula es
simétrica, de manera que
la molécula en su
conjunto es no polar.
Predicción de la polaridad de moléculas
Problema: A partir de la electronegatividad, y sus tendencias periódicas,
prediga cuál de las siguientes moléculas es polar y muestre la dirección
de los enlaces bipolares y de la molécula dipolar.
(a) Fosfino, PH3
(b) Disulfuro de carbono, CS2 (secuencia de átomos SCS)
(c) Cloruro de aluminio, AlCl3
Plan: Primero dibujamos y nombramos la forma molecular. Después
usamos los valores relativos de EN, decidimos sobre la dirección de
cada polaridad de enlace. Finalmente decidimos la polaridad de la
molécula basados en su geometría.
Solución:
(a)
..
..
..
P
P
P
H
H
Forma molecular
H
H
H H
H
H Enlaces dipolares H Dipolo molecular
(b) Disulfuro de carbono, CS2
S
C
S
Forma molecular
S
C
S
S
Enlaces dipolares
C
S
Molécula no-dipolar
(c) Cloruro de Aluminio, AlCl3
..
Cl
..
Cl
..
Cl
..
..
Al
Al
Cl
..
Cl
..
Cl
..
Forma molecular Enlaces dipolares
..
Cl
..
..
..
..
..
..
..
..
Al
Cl
..
..
..
..
Cl
..
..
..
..
..
..
Molécula no-dipolar
FIN