Instituto Tecnológico de la Paz.
Química Tema: Enlace Covalente de Estructuras Geométricas de las Moléculas Alumno:
Grado y Grupo:
2ºB
Docente: ING. Edna Irene Acosta Ruiz
La Paz B.C.S. 02/05/2016
Objetivos Conocer la importancia de la Química. Emplear las normas de seguridad establecidas por el Laboratorio y docentes. Las cuales son cumplir una serie de requisitos para poder ingresar al laboratorio, el alumno(a) tiene que portar: Bata, Guantes, Pantalón, etc. Con la finalidad de preservar la salud, seguridad y bienestar. Observar y Determinar si se realizó el experimento con éxito y con el control de calidad exigido.
Enlace Covalente de Estructuras Geométricas de las Moléculas Procedimiento: I.
Escriba las configuraciones electrónicas y graficas de cada uno de los siguientes elementos 1. BeCl2 Configuración Electrónica y Graficas de los Átomos 4Be= 1s2 2s2 ↑ ↓ 17Cl2= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 ↑ ↑ ↑ ↑ ↓ ↓ ↓ Hibridación BeCl2 ↑
↑ Orbital Formado Sp
2. BF3 Configuración Electrónica y Graficas de los Átomos 5B= 1s2 2s2 2p1
↑2 2 5 9F3= 2s 2p ↑1s ↓ ↑ ↓ ↑Hibridación ↑ ↑ ↓ ↓
BF3 ↑
↑
↑
Orbital Formado Sp2
3. SnCl2 Configuración Electrónica y Graficas de los Átomos 50Sn= 1s2 2s22p6 3s2 3p6 4s2 3d104p6 5s2 4d10 5p2
↑ 2 2 6 17Cl↑2= 1s ↑ 2s 2p ↓ ↑ 3s2 3p5 ↓
SnCl2 ↑ ↓
↑ ↑ ↑ Hibridación ↓ ↓ ↑
↑
Orbital Formado Sp2
4. NH3 Configuración Electrónica y Graficas de los Átomos 7N= 1s2 2s22p3 ↑ ↑ ↓
↑
↑
1H3= 1s1 ↑ Hibridación NH3 ↑ ↓
↑
↑
↑
Orbital Formado Sp3
5. CH4 Configuración Electrónica y Graficas de los Átomos 6C= 1s2 2s22p2 ↑ ↑ ↓
↑
1H4= 1s1 ↑ Hibridación CH4 ↑
↑
↑
↑
Orbital Formado Sp3
6. PCl3 Configuración Electrónica y Graficas de los Átomos 15P= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
↑ 2 2 6 17Cl↑3= 1s ↑ 2s↑2p ↓ ↑ 3s2 3p5 ↓
PCl3 ↑ ↓
↑ ↑ ↑ Hibridación ↓ ↓ ↑
↑
↑
Orbital Formado Sp3
7. PCl5 Configuración Electrónica y Graficas de los Átomos 15P= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
↑ 2 2 6 17Cl↑5= 1s ↑ 2s↑2p ↓ ↑ 3s2 3p5 ↓
PCl5 ↑
↑ ↑ ↑ Hibridación ↓ ↓ ↑ ↑ ↑
↑
Orbital Formado Sp3 d
8. H2O Configuración Electrónica y Graficas de los Átomos 8O= 1s2 2s22p4 ↑ ↑ ↓ ↓
↑
↑
1H2= 1s1 ↑ Hibridación H2O ↑ ↓
↑ ↓
↑
↑
Orbital Formado Sp3
II. Dibuje la representación de Lewis de cada una de las moléculas, representado todos los electrones de valencia. 1. BeCl2 Electrones Totales (e-)
2+7(2) =2+14=16
Boceto
Cl—Be—Cl
Electrones Libres (e-)
16-4=12
Estructura de Lewis
∙∙ ∙∙ ∙∙ Cl ∙ × Be × ∙ Cl ∙∙ ∙∙ ∙∙
2. BF3 Electrones Totales (e-)
3+7(3) =3+21=24 F—B—F
Boceto F Electrones Libres (e-)
24-6=18
Estructura de Lewis
∙∙ ∙∙ ∙∙ F ∙ × B × ∙ F ∙∙ ∙∙ × ∙∙ ∙ ∙∙ F ∙∙ ∙∙
3. Snl2
Electrones Totales (e-)
4+7(2) =4+14=18
Boceto
Cl—Sn—Cl
Electrones Libres (e-)
18-4=14
Estructura de Lewis
∙∙ ∙∙ ∙∙ ∙∙ Cl ∙ × Sn × ∙ Cl ∙∙ ∙∙ ∙∙
4. H3 5+1(3) =5+3=8
Electrones Totales (e-)
H—N—H Boceto H 8-6=2
Electrones Libres (e-)
∙∙ H∙×N×∙H × ∙
Estructura de Lewis H
5.-CH4 Electrones Totales (e-)
4+1(4) =4+4=8
H Boceto
H—C—H H
Electrones Libres (e-)
8-8=0
Estructura de Lewis
H ∙ × H∙×C×∙H × ∙ H
6. Pl3 Electrones Totales (e-)
5+7(3) =5+21=26
Cl—P—Cl Boceto Cl Electrones Libres (e-)
26-6=20
Estructura de Lewis
∙∙ ∙∙ ∙∙ ∙∙ Cl ∙ × P × ∙ Cl ∙∙ ∙∙ × ∙∙ ∙ ∙∙ Cl ∙∙ ∙∙
7. PCl5 Electrones Totales (e-)
5+7(5) =5+35=40
Cl Boceto
Cl
Cl—P—Cl Cl
Electrones Libres (e-)
Estructura de Lewis
40-10=30 ∙∙ ∙∙ ∙∙ Cl ∙∙ ∙∙ Cl ∙∙ ∙ ∙ ∙∙ × × ∙∙ ∙∙ Cl ∙ × C × ∙ Cl ∙∙ ∙∙ × ∙∙ ∙ ∙∙ Cl ∙∙ ∙∙
8. H2O Electrones Totales (e-)
1(2) +6=2+6=8
Boceto
H—O—H
Electrones Libres (e-)
8-4=4
Estructura de Lewis
∙∙ H∙×O×∙H ∙∙
III.
Con la representación molecular teórica anterior forme los modelos moleculares en tres dimensiones, de
acuerdo con los siguientes códigos de color indicados. Los pares de electrones no compartidos indíquelos solo con un palillo.
Resultados: 1. BeCl2
Estructura Geométrica “LINEAL” (sp) (Angulo de Enlace= 180°) 2. BF3
Estructura Geométrica “PLANA TRIGONAL” (sp2) (Angulo de Enlace= 120°)
3. SnCl2
Estructura Geométrica “PLANA TRIGONAL (ANGULAR)” (sp2) (Angulo de Enlace= 120°) 4. NH3
Estructura Geométrica “TETAÉDRICA (PIRAMIDAL TRIGONAL)” (sp3) (Angulo de Enlace= 109°)
5. CH4
Estructura Geométrica “TETRAÉDRICA” (sp3) (Angulo de Enlace= 109°)
6. PCl3
Estructura Geométrica “Tetraédrica (PIRAMIDAL TRIGONAL)” (sp3) (Angulo de Enlace= 109°) 7. PCl5
Estructura Geométrica “BIPIRAMIDAL TRIGONAL” (sp3d) (Angulo de Enlace= 90° y 120°)
8. H2O
Estructura Geométrica “TETRAÉDRICA (ANGULAR)” (sp3) (Angulo de Enlace= 109°)
CONCLUSIONES & RECOMENDACIONES: Después de haber realizado La práctica de “Enlace Covalente. Estructuras Geométricas de las Moléculas”, se llegó a la conclusión de que para poder entender las estructuras moleculares de los átomos y elementos, se debe entender primeramente, como es que funcionan sobre estos, los electrones de valencia, es decir como al estar dentro de una reacción estos electrones interaccionan con los electrones de valencia del otro u otros elementos con los que es mezclado, estos electrones en la mayoría de los casos son compartidos entre sí, para formar enlaces covalentes y de esta manera complementar y formar el octeto en cada uno de los elementos que forman el enlace. Es por ello recomendable realizar la Estructura de Lewis, para conocer los átomos que son compartidos y que tipo de enlaces hay entre los elementos que interaccionan. Es por lo anterior que es necesario realizar la configuración electrónica, de cada uno de los elementos que forma el compuesto, y de esta manera poder localizar los electrones de valencia representando gráficamente los electrones, y al ser necesario realizar la hibridación. Con la hibridación de orbitales hecha se procede a realizar localizar la estructura Geométrica a la cual pertenece y realizar el dibujo o modelo de tal estructura. Estas estructuras tienen una finalidad en particular y es conocer las estructuras de cada elemento y ver como se relaciona con otros átomos, conociendo esto se puede llegar a realizar análisis de cómo afectan los demás elementos o sustancias en las reacciones y de que átomos compartiría más fácilmente electrones.
CUESTIONARIO: I.
Investigue que tipo de orbitales tienen el diamante y el grafito y dibuje las formas geométricas de ambos.
II. Defina: orbital atómico, orbital molecular, orbital hibrido. Un orbital atómico; se puede decir que es una zona del espacio donde hay una gran probabilidad, casi mayor del 90%, de encontrar al electrón, lo que supone poder considerar al electrón o electrones, como una nube indefinida cargada que gira en torno al núcleo, donde hay mayor densidad en las zonas donde la probabilidad de encontrar al electrón, es mayor. Los orbitales moleculares son funciones matemáticas que definen el comportamiento ondulatorio de los electrones dentro de las moléculas, siempre bajo el punto de vista de la química cuántica. Las funciones matemáticas se usan para hallar las propiedades fisicoquímicas, como, por ejemplo, la probabilidad de encontrar al electrón en un espacio determinado. Los orbitales moleculares, están formados generalmente por un conjunto lineal de orbitales atómicos, en cada átomo de una molécula. La forma cuantitativa se puede hallar utilizando métodos como el conocido como Hartree-Fock. Los orbitales moleculares se usan para determinar la configuración electrónica en las moléculas. Casi todos los métodos en química cuántica inician calculando los orbitales moleculares, para de este modo describir el comportamiento que tiene un electrón en el campo eléctrico que crean los núcleos entorno a sí mismos. Si dos electrones se encuentran en el mismo orbital, éstos están obligados a tener spines opuestos según el principio de exclusión de Pauli. Los orbitales híbridos son aquellos que se forman por la fusión de otros orbitales. Estudiarlos es un paso básico para entender la geometría y la estructura de las moléculas. Pero para asegurarnos de que puedas comprenderlos bien, vamos a empezar por los orbitales normales. Recuerda que los electrones de un átomo se disponen en capas, cada una correspondiente a un determinado nivel de energía. Los niveles, en principio, tienen menos energía cuanto más cerca del núcleo estén. Pero dentro de cada nivel de energía pueden existir varias “subcapas” con características distintas: estas son a las que llamamos orbitales.
IV. Establezca la diferencia entre promoción electrónica e hibridación. Promoción Electrónica: La configuración electrónica del átomo de un elemento corresponde a la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía. Aunque el modelo de Schrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas. La manera de mostrar cómo se distribuyen los electrones en un átomo, es a través de la configuración electrónica. El orden en el que se van llenando los niveles de energía es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p. El esquema de llenado de los orbitales atómicos, lo podemos tener utilizando la regla de la diagonal, para ello debes seguir atentamente la flecha del esquema comenzando en 1s; siguiendo la flecha podrás ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta. Hibridación, es el proceso de formación de orbitales electrónicos híbridos. En algunos átomos, los orbitales de los subniveles atómicos s y p mezclarse, dando origen a orbitales híbridos sp, sp² e sp³. Según la teoría de los enlaces covalentes, un enlace de este tipo se efectúa por la superposición de orbitales semi llenados (apenas con un electrón).
La hibridación explica la formación de algunos enlaces que serían imposibles por las teorías asociadas, así como la disposición geométrica de algunas moléculas.
V. Explique cómo influyen los pares de electrones libres en la geometría de una molécula. Si pudiéramos observar las moléculas por dentro con un potente lente, veríamos que los átomos que las conforman se ubican en el espacio en posiciones bien determinadas. El ordenamiento tridimensional de los átomos en una molécula se llama geometría molecular. En una molécula con enlaces covalentes hay pares de electrones que participan en los enlaces o electrones enlazantes, y electrones desapareados, que no intervienen en los enlaces o electrones no enlazantes. La interacción eléctrica que se da entre estos pares de electrones, determina la disposición de los átomos en la molécula. Los pares de electrones libres en la geometría de una molécula influyen de tal manera que estos electrones, se representan sin enlace es decir no están enlazados con el átomo de otro elemento, pero estos siguen estando ahí y por lo tanto deben ser representados. Estos influyen en la estructura pues se deben representar hacia el lado donde suponiendo que hubiera otro átomo de elemento se formaría otro enlace, sin embargo, este elemento gracias a que no existe, la estructura toma otro nombre dentro de la misma clasificación de Hibridación de Orbitales.
BIBLIOGRAFIA: http://ocw.upm.es/apoyo-para-la-preparacion-de-los-estudios-de-ingenieriayarquitectura/quimica-preparacion-para-launiversidad/contenidods/Material_de_clase/Tema3/tema_3_enlace_quimico _parte_2_.pdf http://herramientas.educa.madrid.org/tabla/orbita.html http://quimica.laguia2000.com/general/orbital -molecular http://www.ecured.cu/index.php/Orbitales_moleculares http://es.wikipedia.org/wiki/Configuraci%C3%B3n_electr%C3%B3nica http://es.wikipedia.org/wiki/Geometr%C3%ADa_molecular http://iiquimica.blogspot.mx/2006/03/configuracin -electrnica.html http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/hibridacion http://iiquimica.blogspot.mx/2006/04/geometra -molecular.html http://www.cajondeciencias.com/Descargas%20quimica/Hibridaciones.pdf
