ESTRUCTURA MOLECULAR Unidad 2: Tarea 2 – Enlace Enlace Químico y Estructura molecular PRESENTADO POR: Tutor: Dolffi Rodriguez GRUPO: 401582_25 UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA “UNAD”
SAN JUAN DE PASTO NOVIEMBRE DEL 2018
Ejercicio 1. Enlace químico, estructuras de Lewis y regla del octeto
Tabla 1. Enlace químico, estructuras de Lewis y regla del octeto
Electro nes de valenc ia
Estructura de Lewis
Cumple regla del octeto para elemento s que conforma n la molécula
(ácido fuerte)
5
N≡N
si
Triple
6 5
2,4 -2,4,6
4 6
Te=Pb=Te
si
Doble
8 14 16
4 2 2
2,3 -4,2,4 -2
8 4 6
No
Doble
8 16
4 2
2,3 -2
+2 , +3 2
si
Iónico
Molécula
Elementos que conforman la molécula
Grupo
Perio do
N2
Nitrógeno
15
2
PbTe
Plomo, Telurio
14 16
FeCO3
Hierro, Carbono, Oxgeno
Fe2O3
Hierro, Oxigeno
SiO2
Estado de oxidación
Tipo de enlace
2,± 3, 5, 4, Formatted: Default
Paragraph Font, Font: (Default) +Body (Calibri), 11 pt, Font color: Auto, Pattern: Clear
Tabla 2. Geometría molecular, electrones enlazantes y libres Número total de pares de electrones
Número de pares de electrones enlazantes
Número de pares de electrones libres
NH3
4 pares
3 pares
1 electrón
SiO2
4
4
0
BFe3
3
3
0
Molécula
Gráfica distribución de los pares de electrones
B—A—B
Geometría molecular
BFe3
3 Pares
2 Pares
1
GeCl4
4
4
0
TiO2
Ejercicio 3.1 Nombre de la teoría
Teoría de Lewis
Teoría de Orbital Molecular
Fecha de la postulació n 1902 1916
En 1933, la teoría de orbitales molecular es había sido aceptada como una teoría
Investigadore s de la teoría
Principio de la teoría
se basó en el modelo de Bohr y el descubrimient o de los gases nobles,
Propone el enlace covalente, el cual se basa en compartir electrones hasta alcanzar los ocho electrones en su capa externa y así formar el octeto electrónico, donde los átomos pueden compartir más de un par de electrones dando lugar a múltiples electrones
Principalment e a través de los esfuerzos de Friedrich Hund, Robert Mulliken, John C. Slater y John LennardJones. Esta
La Teoría de Orbital Molecular (TOM) considera que en una molécula covalente, al estar tan cerca los núcleos de los átomos que conforman la molécula, la
Electrones que se utilizan en la teoría Electrones de valencia
Clasificación de los enlaces
Limitaciones de la teoría
Propiedades Físicas y Químicas
Aspectos Adicionales
Enlaces simples, quienes dan lugar a lo que son los enlaces múltiples.
Puede presentar un octeto incompleto, ósea menor a 8 electrones.
Son gases y líquidos, sus puntos de fusión son relativament e bajos
Presentan una importante solubilidad en disolvente apolares (tolueno, hexano, tetracloruro de carbono). Presentando baja solubilidad en disolventes polares. No presentan conductividad eléctrica en fase líquida.
Enlaces covalentes
Electrones de valencia.
O.M. Enlazante Energía menor que el orbital de partida. Interferencia constructiva. Genera Enlace Químico
Moléculas con número impar de electrones. Octeto expandido, ósea con más de 8 electrones El problema consiste en saber construir las combinaciones lineales adecuadas y calcular las energías de cada uno de
El orden de enlace aparte de determinar el tipo de enlace que posee la molécula y saber si ésta existe o no. También nos entrega la longitud del tipo de enlace. A medida que el orden de enlace aumenta, la longitud de
Teoría de Enlace de Valencia
válida y útil.
teoría se llamó originalmente teoría HundMulliken. La palabra «orbital» fue introducida por Mulliken en 1932.
ecuación de ondas actúa de forma distinta y los Orbitales normales (s, p, d, f) de los átomos se combinan para formar orbitales moleculares.
19281930
Linus Pauling usó las ideas de pares enlazantes de Lewis junto con la teoría
La teoría del enlace de valencia considera que el solapamiento (superposición o traslape) de orbitales
O.M. Antienlazante Energía mayor que el orbital de partida. Interferencia destructiva. Orbital Antienlazante (densidad electrónica baja entre núcleos)
Electrones de enlace
Enlaces Sigma, Enlace pi
los orbitales moleculares resultantes. Sólo mediante cálculos que están fuera del objetivo de nuestro curso, puede llegarse a una solución cuantitativa del problema. Sin embargo, veremos los principales aspectos cualitativos, y la utilidad de los resultados que obtiene la TOM para conocer mejor las propiedades de los enlaces covalentes. Imponen fuerzas de repulsión nuclear cuando hay proximidad
enlace disminuye. O sea un enlace triple es más corto que un enlace simple. • La propiedad de paramagnetismo se puede aplicar a átomos... Por ejemplo, la configuración electrónica del Nitrógeno: 1 z 1 y 1 x 2 2 1s 2s 2p 2p 2p posee electrones desapareados, por lo tanto el Nitrógeno atómico es paramagnético.
de HeitlerLondo
atómicos de los átomos participantes forma un enlace químico. Debido al solapamiento, es más probable que los electrones estén en la región del enlace. La teoría del enlace de valencia considera a los enlaces como orbitales débilmente apareados (solapamiento pequeño). Típicamente, la teoría del enlace de valencia es más fácil de emplear en moléculas en el estado fundamental.
Ejercicio 3.2:
1. ¿Qué se entiende por interferencia destructiva y constructiva y como afectan la formación del orbital molecular de enlace y de antienlace? 2. ¿Cuáles son los orbitales antienlazantes y enlazantes que presenta la molécula y qué indican cada uno de éstos? 3. Explicar cuando se forma un orbital molecular sigma de enlace, sigma antienlace, pi de enlace y pi antienlace.
Ejercicio 4. Tipos y fuerzas en el enlace. Tabla 3. Tipos de enlace, fuerzas intermoleculares, propiedades físicas y geométricas de moléculas
Nombre tradicional e IUPAC
Tipos de enlaces
O=Si=O
Dióxido de silicio
Enlace covalente simple
Ga2O3
Óxido de galio
Enlace Iónico
Compuesto
CSi
CuSO4.5H2O
Yoduro de cesio CuSO4.5H2O Tradicional sulfato de cobre pentahidratado Stock Sulfato de cobre (II)
ionico
Enlace covalente
Fuerzas intermoleculares
Solubilidad en agua
Punto de fusión
Fuerzas de van der Waals
0,012g en 100g de agua
2230°C
Enlace metalico
Insoluble.
3236 a 3290 °F
Atracciones dipolo dipolo
Es soluble por ser sustancias polares CuSO4: Van der Baja Waals solubilidad H2O: puentes de hidrógeno
Alta solubilidad
621 °C
Bajo punto de fusión
Geometría molecular
Cu(NO3)2
GeCl4
PbTe Fe2O3 CrO3 ZnCO3
Nitrato de Cobre (II)
Tetracloruro de Germanio
Mayormente Covalentes
Covalentes
Puentes de Hidrogeno
137.8 g/100 mL a 0° C
256 °C
Fuerzas de london
Se descompone
223,5 K (-50 °C)
Ejercicio 4.2
Tres elementos P, Q y R tienen números atómicos entre 2 y 10. El átomo P tiene un electrón menos que un gas noble. El átomo Q tiene tres electrones menos que un gas noble. R es un metal del grupo 1. Con base en esta información el grupo debe identificar: a. Tipo de enlace entre P y R, P y Q, Q y R b. Fórmula de los compuestos formados. c. Fórmula electrónica de Lewis para cada molécula d. Tipo de fuerzas intermoleculares presentes en cada molécula e. Relacionar las propiedades físicas como: punto de ebullición, punto de fusión, solubilidad y energía de enlace. En términos cualitativos entre los compuestos formados en el literal b. Ejercicio 4.3.
Estudiante 1. Al2O3 Estudiante 2. CaF2 Estudiante 3. Ag2S Estudiante 4. FeS2 Estudiante 5. Cu2O
a. Nombre IUPAC, Stock y Sistemático de cada molécula. b. Tipo de enlace y fuerzas intermoleculares presentes en cada una. c. Distancia internuclear ó longitud de enlace para cada molécula. d. Energía de enlace en KJ/mol; kJ: KiloJoule.
Referencias Bibliográficas
Chang, R. Goldsby, K. (2013). Química. (12a. ed.). (pp. 369389; 413-434; 443-454) México, D.F: McGraw-Hill Interamericana. Recuperado de https://bibliotecavirtual.unad.edu.co:2538/lib/unadsp/reader .action?ppg=400&docID=5308118&tm=1531349658806
Doña, R. J. et al. (2014). Química. (pp. 67-75) ES: Universidad de Las Palmas de Gran Canaria. Servicio de Publicaciones y Difusión Científica. Recuperado de https://bibliotecavirtual.unad.edu.co:2538/lib/unadsp/reader .action?ppg=68&docID=3227579&tm=1532451779549 Gallego, P. A., Garcinuño, M., Morcillo, O. (2013). Química Básica.(pp. 419-438) Madrid, España: UNED - Universidad Nacional de Educación a Distancia. Recuperado de https://bibliotecavirtual.unad.edu.co:2538/lib/unadsp/reader .action?ppg=416&docID=3216606&tm=1530723712130
