Post on 23-Jan-2016
Las Formas de las Moléculas
Universidad de La FronteraFac. Ing. Cs. y Adm.Dpto. Cs. Químicas
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
Gupo I II III IV V VI
H
Li
Na
.
.
.
.Be
Mg
Ca
. .
. .. .
. .B
Al
. .
. .
.
.
..
..
.
..
C
Si. .
.
.
..
..
..
N
P
. .
. .
. .O
..
..
..
S
VII VIII
F Cl . .
. .
. .
. . . .. . . .. .
. .He Ne Ar. . . . . .
. .
. .. .
Los pasos para convertir una fórmula molecular en una estructura de Lewis
Fórmula molecular
Fórmula molecular
Átomo colocado
Átomo colocado
Sumar los
e_ de
valencia
Sumar los
e_ de
valencia
e_ de
valencia restantes
e_ de
valencia restantes
Estructura de Lewis
Estructura de Lewis
Colocar el átomo con menor EN en el centro
Agregar números de grupo A
Dibujar enlaces sencillos. Sustraer 2e
_
por cada enlace
Dar a cada átomo 8e
_
(2e_ para H)
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.
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:
Escritura de estructuras de Lewis para moléculas con un átomo central
C
Cl
Cl Cl
H
[1xC(4e-)] [1xH(1e-)] [3xCl(7e-)] = 26 electrones
1.
C
Cl
Cl Cl
H
C
Cl
Cl Cl
H3. 4.
......
........
....
Estructuras de Lewis de moléculas simples
H H
H H
H H
. .
. . . .. .
.
.
.
.
H H
F F . .
. .
. . . .. .
. .
.. . .H Cl
Cloruro de sodio
Na+ Cl . .
. .
. .
-
Flúor molecularCloruro de hidrógeno
Hidrógeno molecular
Cloruro de magnesio
Mg+2Cl Cl . .. .. . . .. . . .
. .
-
. .
-
C C
H H
H H
HH
. . . ...
. . ... ..
.
Etano
F F. . . .
. .. .. . . .
. .H F . .
. .Fluoruro de Hidrógeno
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 HPaso 2. Encuentre la suma de electrones: [2 x H(1e-)] + [2 x O(6e-)] = 14e-
Paso 3. Agregue los enlaces simples y sustraiga 2e- por cada enlace:
H - O - O - H 14e- - 6e- = 8e-
Paso 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 8e-
y el hidrógeno tiene sus dos electrones.
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
Escritura de estructuras de Lewis para moléculas con enlaces múltiples
Estructuras de Lewis de moléculas simples - II
CH4 Metano
C
H
H
H
H
H
C C HH
H
H
O
O
C2H4O2 Ácido acético
C Cl
Cl
Cl
Cl....
......
.. ...... ..
...... ..
C
C O ..CCl4 Tetracloruro de carbono
CO Monóxido de carbono O
O O
H
..
....
....CO2 Dióxido de carbono
H2O AguaÓxido de hidrógeno
.. Cl Cl.. ...... ..
Cl2 Cloro
Enlaces múltiples
. .. .O O. .. .
. . . .
O O. .
. .. .. .
H C N . .Ácido cianhídrico : HCN
Oxígeno molecular : O2
H C C H
Acetileno : C2H2
C C
H
H
H
H
Etileno : C2H4
. . N N . .
Nitrógeno N2
Estructuras de Lewis de moléculas simples- III
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.
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 -.
Escritura de estructuras de Lewis - V
Estructuras de Lewis de moléculas simples - VI
C
H
H H
H
Cl
O
O O
K+
KClO3
CF4
..
..H C O H
H
H
H
H
C
Alcohol etílico (Etanol)
Clorato de potasio Tetrafluoruro de carbono
......
..
..
..
.. ...... ..
.... C
F
FF
F
......
..
.. ..
..
....
CH4
Metano
N
H
H H. .
N
H
H H
H
+
Amoniaco
Ion de Amonio
C
NN
O
H H
HH
. .
. .
. .
. .
Urea
Estructuras de Lewis de moléculas simples - VII
Resonancia: Deslocalización del par de electrones de enlace - I
Ozono : O3 ......
..
O O
O ..
........ ..OOO ....
I II
O
O
O
..
........
Estructura de híbrido de resonancia
Un par de resonancias de electrones entre las dos localizaciones
C
CC
CC
C
CC
C
C C
C
C
CC
CC
C
H
HHH
H H
H
H
H
H
H
H
H
HHH
H
HEstructura de resonancia Benceno
Resonancia: Deslocalización del par de electrones de enlace - II
Estructuras de Lewis de moléculas simples
Estructuras de resonancia - III Nitrato
N
O
O O
N
O
O O
..
..
..
..
..
..
....
.... ..
.... ..
....
.... ..
N
O
O O......
.. ..
• 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.
• 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
. .
. .. .
. .
. . . .
Estructuras de Lewis de moléculas simples - VIII
Estructuras de Lewis para excepciones a la regla del octeto
Cl
F
F
F ....
..
..
....
..
.... ..
..
..
..
BCl
Cl
Cl......
..
......
Cada átomo de flúor tiene 8 electrones asociados. El cloro tiene 10 electrones
Cada átomo de cloro tiene 8 electrones asociados. El Boro tiene sólo 6
Cl ClBe....
..
.. ....
Cada átomo de cloro tiene 8 electrones asociados. El berilio tiene sólo 4
NO O
... .... ..
..NO2 es un átomo con electrones impares.El nitrógeno tiene sólo 7 electrones.
Estructuras de resonancia - IVCapas de valencia expandidas
.... S
F
F
F
FF
F......
.. ......
.. .. .. ....
.. .. ....
Hexfluoruoro de azufre
....
.. PF
F
F
FF......
......
..
...... ..
..
Pentafluoruro de fósforo
O
S
O
O OH H
..
....
.... ..
.. ......
O
S
O
O OH H.. .... ..
........
Ácido sulfúrico
S = 12e- p = 10e-
S = 12e-
Estructuras de resonancia
Estructuras de Lewis de moléculas simples
Estructuras de resonancia -VSO O
O
O
SO O
O
O
. .
. . . .
. .. .
. .. .. .
. .
. .
. .
. .
. .
-2
. .
. .
. .. .. .
-2 Sulfato
S
O
O
O Oxx
x = electrones de azufre
o = electrones de oxígeno
o o
o o
o o
o o
o o
x o
x x
x o
o o
o o
o o
o o
o *
o *-2
o o
Más otros 4 para un total de 6
. .
. .
Dos Tres Cuatro Cinco Seis
Número de grupos de electrones
Una analogía con globos para la repulsión mutua de grupos de electrones
Repulsiones de grupos de electrones y las cinco formas moleculares básicas
Lineal Trigonalplana
Tetraédrica Bipiramidal trigonal
Octaédrica
La forma molecular simple del arreglo lineal
del grupo de electrones
LINEAL
Lineal
Clase Forma
Ejemplos: Cs2, HCN, BeF2
Clave
Geometría AX2 - Lineal
Cl ClBe
..
.. ....
..
.. ..1800
BeCl2
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.
Geometría molecular = Arreglo lineal
CO O..
..
..
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.
CO2
Las dos formas moleculares del arreglo trigonal planar de los grupos de electrones
TRIGONAL PLANAR
Clase Forma
Trigonal planar
Ejemplos: SO3, BF3, NO3
_, CO3
2_
Ejemplos: SO2, O3, PbCl2, SnBr2
Inclinada(forma de V)
Geometría AX3 - Trigonal planar
BF3B
F
F F..
..
......
.... ..
..N
O
O O
1200
1200
1200
NO3-
Trifluoruro de Boro
Anión nitrato
Todos los elementos de la familia del boro (IIIA) tienen la misma geometría. Trigonal planar.
AX2E SO2
....
.... ....
....
....
....
..S
O O
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.
-
Las tres formas moleculares para el arreglo tetraédrico de grupos de electrones
TETRAÉDRICA
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
C
H
H H
H
CH4
Metano
C
H
H
H
H
109.50
Todas las moléculas o iones con cuatro grupos de electrones alrededor de un átomo central adoptan el arreglo tetraédrico
N
H
H
H
HH++
109.50
109.50
H
H
N
H
..107.30
Todos los ángulos son iguales
El amoniaco está en una forma tetraédrica, pero sólo tiene un par de electrones en un lado, por eso hay un ángulo más pequeño Ion amonio
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
Fórmula molecular
Estructura de Lewis
Estructura de Lewis
Arreglo de grupos de electrones
Arreglo de grupos de electrones
Ángulos de enlace
Ángulos de enlace
Fórmula molecular (AXmEn)
Fórmula molecular (AXmEn)
Ver figura 10.1
Contar todos los grupos de e
_
alrededor del átomo central (A)
Notar los pares solitarios y enlaces dobles
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
1) Escriba la estructura de Lewis:
..
.... .. ..
N
Cl
Cl Cl..
..
..
....
.. 2) Asigne el arreglo de electrones: 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
ClCl..
........
....
..
..
NCl3 Tiene una forma piramidal trigonal
Solución: b) Para COCl2
1) Escribir la estructura de Lewis: C
O
Cl Cl ..
..
......
..
....
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:
CCl Cl
O
..
.. ....
.. ..
....124.50
1110
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:(a) 1)Estructura de Lewis para AsI5:
As
II I
I I ..
..
..
..
..
..
..
..
..
..
..
....
.. .. ...... ..
2) Arreglo de grupos de electrones con cinco grupos, éste es un arreglo bipiramidad trigonal.
3) Ángulos de enlace: puesto que todos los grupos y los átomos de los alrededores son idénticos, los ángulos de enlace son los ideales: 1200 entre los grupos ecuatoriales y 900 entre los grupos axiales y ecuatoriales.
As
I
I
I
I
I..
..
..
..
........
..
....
1200
900
4) Arreglo molecular: Bipiramidal trigonal
b) BrF5
1) Estructura de Lewis para BrF5:
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.
4) Forma molecular: un par solitario, y cinco pares enlazados dan la forma piramidal cuadrada:
Br
F
F
F F
FF ........
....
..
..
....
........ ..
..
Br
FF
FF
......
..
..
..
..
..
..
..
.... ..
.. ....
Polaridad de CO2 y H2O
Agua - H2O
OH H
.... -
++
-
Una molécula polar
Dióxido de carbono - CO2
CO O....
....
Una molécula no polar
+ --
Los enlaces son polares, y la molécula es no simétrica
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)
PH
H
H H
..P P
HH
H HH
.. ..
Forma molecular Enlaces dipolares Dipolo molecular
(b) Disulfuro de carbono, CS2..
S C S....
..S C S.... S C S....
.. .... ..
Forma molecular Enlaces dipolares Molécula no-dipolar
(c) Cloruro de Aluminio, AlCl3
Al Al Al
Cl Cl Cl ClCl
Cl
Cl
Cl Cl..
.... ..
....
..
.. .. ..
..
....
........
............
..
......
Forma molecular Enlaces dipolares Molécula no-dipolar
FIN