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Capítulo 10 – Las formas de las moléculas

Capítulo 10 – Las formas de las moléculas. 10.1 Representación de moléculas iones con estructuras de Lewis 10.2 Uso de las estructuras de Lewis y las energías de enlace para calcular los calores de reacción

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Capítulo 10 – Las formas de las moléculas

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  1. Capítulo 10 – Las formas de las moléculas 10.1 Representación de moléculas iones con estructuras de Lewis 10.2 Uso de las estructuras de Lewis y las energías de enlace para calcular los calores de reacción 10.3 Teoría de repulsión del par electrónico de la capa de valencia (RPECV) y la forma molecular 10.4 Forma molecular y polaridad molecular

  2. Estructuras de Lewis • 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.

  3. Estructuras de Lewis de los elementos por grupo en la tabla periódica Gupo I II III IV V VI . . . . . . . . . . . H . . B . . . . C O Be . . . N . . Li . . . . . Mg . . . . . . . Na Al . . . . . . Si P S . . . . . Ca VIII VII . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . F Cl He Ne Ar . . . . . . . .

  4. Los pasos para convertir una fórmula molecular en una estructura de Lewis Fórmula molecular Átomo colocado Sumar los e_ de valencia e_ de valencia restantes 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) Fig. 10.1

  5. Escritura de estructuras de Lewis para moléculas con un átomo central H H H Cl C Cl Cl C Cl Cl C Cl Cl Cl Cl 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: [1xC(4e-)] [1xH(1e-)] [3xCl(7e-)] = 26 electrones 1. 3. 4. .. .. .. .. .. .. .. .. ..

  6. H H . . . . . . . . . . H C C H . . . . . . H F . . H H . . Estructuras de Lewis de moléculas simples - I . . . . . . . . H Cl . . . . . . . . . . F F H H . . . . Cloruro de hidrógeno Flúor molecular . . H H . . . . . . . . F F . . . . H H . . H H Fluoruro de Hidrógeno Etano Hidrógeno molecular - - . . . . - . . . . . . . . . . . Cl Mg+2 Cl . . . . . . . Na+ Cl . . Cloruro de magnesio Cloruro de sodio

  7. 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-)] = 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 .. .. Revisión: El oxígeno tiene un octeto de 8e- y el hidrógeno tiene sus dos electrones. .. .. H - O - O - H

  8. 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

  9. H O .. Cl Cl H C C O H H .. C O Estructuras de Lewis de moléculas simples - II .. .. H .. .. .. H C H H Cl2Cloro C2H4O2 Ácido acético CH4Metano .. .. .. .. .. O C O .. .. .. .. Cl .. CO2Dióxido de carbono .. .. .. .. .. .. Cl C Cl CO Monóxido de carbono O .. .. .. Cl H H H2O Agua Óxido de hidrógeno CCl4Tetracloruro de carbono

  10. . . N N . . . . . . . . O O . . . . . . O O . . Estructuras de Lewis de moléculas simples- III Enlaces múltiples . . Nitrógeno N2 . . H C N H C C H Ácido cianhídrico : HCN Acetileno : C2H2 Oxígeno molecular : O2 Etileno : C2H4 H H C C . . H H . .

  11. 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.

  12. 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 -.

  13. H H C H H .. .. F .. .. .. F C F .. .. .. .. F Estructuras de Lewis de moléculas simples - VI H H .. CH4 .. H C C O H Metano H H Alcohol etílico (Etanol) .. .. .. .. O K+ .. Cl .. .. .. .. .. .. O O .. CF4 .. KClO3 Clorato de potasio Tetrafluoruro de carbono

  14. Estructuras de Lewis de moléculas simples - VII H H H N . . H . . H . . N N Amoniaco H H C H + . . . . O H N H Urea H Ion de Amonio

  15. 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

  16. Resonancia: Deslocalización del par de electrones de enlace - II H H C C H H C C C C H H C C H H C C H H H C C C H H C H H C H C C H C Benceno Estructura de resonancia H

  17. Estructuras de Lewis de moléculas simples Estructuras de resonancia - III Nitrato .. .. .. O N .. .. .. .. .. O O .. .. .. O .. .. O N N .. .. .. .. .. .. .. O O .. .. .. .. O O

  18. 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 . . . . . . . . . . . .

  19. .. .. Cl .. .. B .. .. .. .. Cl Cl Estructuras de Lewis para excepciones a la regla del octeto .. .. .. .. .. .. F .. .. .. .. F Cl .. .. F Cada átomo de cloro tiene 8 electrones asociados. El Boro tiene sólo 6 Cada átomo de flúor tiene 8 electrones asociados. El cloro tiene 10 electrones . .. .. .. .. N .. .. .. .. .. .. .. O Cl Be Cl O Cada átomo de cloro tiene 8 electrones asociados. El berilio tiene sólo 4 NO2 es un átomo con electrones impares.El nitrógeno tiene sólo 7 electrones.

  20. Estructuras de resonancia - IV Capas de valencia expandidas .. .. O O .. .. .. .. H O S O H H O S O H .. .. O O .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. F F F F .. .. .. .. .. .. .. F S F P .. .. F .. F .. .. .. .. .. .. .. .. F F .. F p = 10e- S = 12e- Hexfluoruoro de azufre Pentafluoruro de fósforo .. .. .. .. .. Estructuras de resonancia .. .. .. .. .. Ácido sulfúrico S = 12e-

  21. Estructuras de Lewis de moléculas simples . . Sulfato . . -2 O . . . . Estructuras de resonancia -V . . . . O S O -2 . . . . o * . . . . o o o o O O x o o o Más otros 4 para un total de 6 o o x O S O o * x o o o x o o o o . . x x -2 . . . . O o o O o o . . . . o o O S O . . . . x = electrones de azufre . . . . O . . o = electrones de oxígeno

  22. Uso de las energías de enlace para calcular el cambio de entalpía de reacción ÁTOMOS H01 = + suma de EE Entalpía, H H02 = + suma de EE REACTIVOS H0reac PRODUCTOS Fig. 10.2

  23. Uso de las energías de enlace para calcular el calor de reacción ROTURA DE ENLACE FORMACIÓN DE ENLACE ÁTOMOS H0 (enlaces rotos) = +2648 kJ H0 (enlaces formados) = - 3466 kJ Entalpía, H REACTIVOS H0reac= - 818 kJ PRODUCTOS Uso de las energías de enlace para calcular H°reac del metano Fig. 10.3

  24. Cálculo del H a partir de la energía de enlace - I Problema: Usando las energías de enlace de la Tabla 9.2, calcule el H de la reacción entre el metano, cloro y flúor para obtener el freón-12 (CCl2F2). Plan: Busque las energías de enlace de los reactivos y productos en la tabla 9.2, y sustraiga los enlaces de los productos de los de los enlaces. Solución: CH4 (g) +2 Cl2 (g) + 2 F2 (g) CF2Cl2 (g) + 2 HF(g) + 2 HCl (g) Rotura de enlaces de los reactivos: Para el metano : enlaces C – H, 4 mol Para el cloro molecular : enlaces Cl – Cl, 2 mol Para el flúor molecular : enlaces F – F, 2 mol Formación de enlaces de los productos: Para el freón - 12 : enlaces C – F, 2 mol; enlaces C – Cl, 2 mol Para el HF : enlaces H – F, 2 mol Para el HCl : enlaces H – Cl, 2 mol

  25. Cálculo del H a partir de la energía de enlace - II Solución. cont. Rotura de enlaces de los reactivos : enlaces C – H, 4 mol = 4 mol x 413 kJ/mol = 1652 kJ enlaces Cl – Cl, 2 mol = 2 mol x 243 kJ/mol = 486 kJ enlaces F – F, 2 mol = 2 mol x 159 kJ/mol = 318 kJ H0enlaces rotos = 2,456 kJ Formación de enlaces de los productos : enlaces C – F, 2 mol = 2 mol x 453 kJ/mol = 906 kJ enlaces C – Cl, 2 mol = 2 mol x 339 kJ/mol = 678 kJ enlaces H – F, 2 mol = 2 mol x 565 kJ/mol = 1130 kJ enlaces H – Cl, 2 mol = 2 mol x 427 kJ/mol = 854 kJ H0enlaces formados = 3,568 kJ H0reac = H0enlaces rotos - H0enlaces formados H0reac = 2,456 kJ - 3,568 kJ = -1,112 kJ

  26. Una analogía con globos para la repulsión mutua de grupos de electrones Dos Tres Cuatro Cinco Seis Número de grupos de electrones Fig. 10.4

  27. Repulsiones de grupos de electrones y las cinco formas moleculares básicas Trigonal plana Tetraédrica Bipiramidal trigonal Octaédrica Lineal Fig. 10.5

  28. LINEAL La forma molecular simple del arreglo lineal del grupo de electrones Clase Forma Lineal Ejemplos: Cs2, HCN, BeF2 Clave Fig. 10.6

  29. Geometría AX2 - Lineal .. .. .. .. Geometría molecular = Arreglo lineal .. .. Cl Be Cl BeCl2 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.

  30. 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 Fig. 10.7

  31. S O O Geometría AX3 - Trigonal planar .. .. .. .. Todos los elementos de la familia del boro (IIIA) tienen la misma geometría. Trigonal planar. .. .. F F BF3 B Trifluoruro de Boro 1200 .. .. .. F AX2E SO2 .. - .. .. .. .. O .. .. NO3- 1200 .. .. N .. .. .. .. 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. 1200 Anión nitrato

  32. 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) Fig. 10.8 Ejemplos: H2O, OF2, SCl2

  33. Estructuras de Lewis y formas moleculares Fig 10.9

  34. H 107.30 .. N N H H H H Geometría AX4 - Tetraédrica H Metano H 109.50 CH4 H C H C H H H H Todas las moléculas o iones con cuatro grupos de electrones alrededor de un átomo central adoptan el arreglo tetraédrico H 109.50 109.50 + H+ H 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

  35. Las cuatro formas moleculares del arreglo bipiramidal trigonal de los grupos de electrones BIPIRAMIDAL TRIGONAL Clase Forma Bipiramidal trigonal Forma de T Ejemplos: PF5, AsF5, SOF4 Ejemplos: CIF3, BrF3 Lineal Distorsionada Fig. 10.10 Ejemplos: SF4, XeO2F2, IF4+, IO2F2_ Ejemplos: XeF2, I3_, IF2_

  36. Geometría AX5 - Bipiramidal Trigonal .. .. .. .. .. .. F I .. .. .. 86.20 .. .. .. I 1800 Br .. F .. .. .. .. .. I .. F .. AX3E2 - BrF3 .. AX2E3 - I3- .. .. .. Cl .. .. Cl .. .. P Cl .. AX5 - PCl5 .. .. .. .. .. Cl .. Cl

  37. OCTAÉDRICA Las tres formas moleculares del arreglo octaédrico de los grupos de electrones Clase Forma Octaédrica Ejemplos: SF6, IOF5 Piramidal cuadrada Ejemplos: BrF5, TeF5_, XeOF4 Cuadrada plana Fig 10.11 Ejemplos: XeF4, ICl4_

  38. Geometría AX6 - Octaédrica .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. F .. F .. .. .. F .. F .. .. .. F F .. .. .. .. S I .. .. .. .. .. .. F F .. .. F F .. .. .. .. F AX5E Pentafluoruro de Iodo AX6 Hexafluoruro de azufre .. .. .. .. .. .. F .. F .. Xe .. .. .. .. .. F .. F Tetrafluoruro de Xenón Forma cuadrada plana

  39. 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.

  40. Los pasos para determinar una forma molecular Fórmula molecular Estructura de Lewis Arreglo de grupos de electrones Ángulos de enlace 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 Fig. 10.12

  41. .. .. .. Cl N Cl .. .. .. Cl Predicción de formas moleculares Problema: Determine la forma molecular y los ángulos de enlace ideales para: a) NCl3b) COCl2 Solución:a) para NCl3 1) Escriba la estructura de Lewis: .. .. .. .. 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 NCl3 Tiene una forma piramidal trigonal .. .. .. .. Cl .. .. Cl .. .. Cl

  42. .. .. Solución: b) Para COCl2 1) Escribir la estructura de Lewis: O .. .. .. .. Cl .. C 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: .. .. O 124.50 .. .. C .. .. Cl .. .. Cl 1110

  43. 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 .. • 1)Estructura de Lewis para • AsI5: .. .. I .. I .. As .. .. 2) Arreglo de grupos de electrones con cinco grupos, éste es un arreglo bipiramidadtrigonal. .. .. .. .. .. .. .. I I I .. .. I .. 900 .. .. .. 1200 As I .. .. 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. I .. .. .. I 4) Arreglo molecular: Bipiramidal trigonal

  44. .. .. 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: .. .. .. F .. .. .. F .. .. F .. .. .. .. .. F .. Br F .. .. .. .. .. F .. .. .. F .. F .. .. .. .. .. .. F .. Br F

  45. Los centros tetraédricos del etano y del etanol Etano Etanol Fig 10.13

  46. Nanotubos

  47. Cubanos

  48. Fulerenos

  49. Dendrímeros

  50. Polaridad de CO2 y H2O Agua - H2O Dióxido de carbono - CO2 - - - - + .. .. .. .. O O C O .. .. H H Una molécula no polar + + Una molécula polar Los enlaces son polares, Pero la molécula es simétrica, de manera que la molécula en su conjunto es no polar. Los enlaces son polares, y la molécula es no simétrica

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