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Estructura Molecular 401582A_29

Tarea 2 Enlace químico y estructura molecular

Aportes De: Julián Camilo Rodríguez Meneses COD:1110580513 William Edison Vanegas. COD: 5820973 Diego Fernando Barreto Cod: 1.110.485.154 Alexander Gutiérrez Perdomo. Cod:93086477 Juan David Cabezas

Presentado a: Dolffi Rodriguez

Grupo: 29

Universidad Nacional Abierta Y A Distancia - UNAD Escuela De Ciencias Básicas Tecnología E Ingeniería 14 De abril De 2019

INTRODUCCIÓN En el presente trabajo se han desarrollado puntos sobre los enlaces químicos, estructura de Lewis, regla de octeto y fuerzas intermoleculares. Primero se debe tener en cuenta que enlace significa unión, un enlace químico es la unión de dos o más átomos que se han unido con un solo fin, alcanzar la estabilidad, del mismo modo, se define como la fuerza de unión que existe entre dos átomos, cualquiera que sea su naturaleza, debido a la transferencia total o parcial de electrones para adquirir ambos la configuración electrónica estable correspondiente y formar moléculas estables. Las estructuras de Lewis pueden dibujarse para todos los elementos y compuestos representativos de una molécula unidos mediante enlaces covalentes. Un enlace covalente se produce cuando dos átomos comparten electrones. Si los dos átomos del enlace son iguales o tienen electronegatividad similar, los electrones son compartidos por igual entre los dos átomos y el enlace es considerado no polar. Si los dos átomos tienen electronegatividad significativamente diferente, los electrones no son compartidos por igual entre los dos átomos y el enlace es considerado como polar. En un enlace polar, el elemento más electronegativo adquiere una carga parcial negativa, y el elemento menos electronegativo adquiere una carga parcial positiva. Posteriormente Lewis dice que la tendencia de los átomos de los elementos del sistema periódico, es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones tal que adquiere una configuración semejante a la de un gas noble, ubicados al extremo derecho de la tabla periódica y son inertes, es decir que es muy difícil que reaccionen con algún otro elemento pese a que son elementos electroquímicamente estables, ya que cumplen con la estructura de Lewis.

Objetivos. El estudiante interpreta el ordenamiento molecular y el enlace químico presentes en diferentes moléculas, a través del desarrollo de ejercicios teóricos, con el fin de comprender las propiedades físicas y moleculares de los compuestos.

Objetivos Específicos • • •

Enlace químico, estructuras de Lewis y regla del octeto. Geometría molecular, teoría de enlace de valencia y teoría del orbital molecular. Tipos y fuerzas de enlace químico.

Anexo 2 Ejercicio 1. Enlace químico, estructuras de Lewis y regla del octeto Ejercicio 1.1

Ejercicio 1.2 Tabla 1. Enlace químico, estructuras de Lewis y regla del octeto

Molécu la

Elemento s que conforma n la molécula

N2

Nitrogeno

PbTe

FeCO3

Telurio Y plomo

Fe=Hierro C= Carbono O= Oxigeno

Grupo

Peri odo

Esta do de oxid ación

Electr ones de valenc ia

15

2

-3

7

Te=+ 2,4,6 Pb=4 ,2

Te=6 Pb=4

Fe: 2 C: 4 O: 6

Teluro =16 Plomo= 14

5 6

Estructu ra de Lewis

.. .. :Te=pb:

Cumple regla del octeto para elementos que conforman la molécula

Tipo de enlace

Si

Covalente Puro

si

Enlace iónico

Si

Enlace Doble

Fe= 8 C=14 O=16

Fe= 4 C=2 O=2

Fe: 2 C: 4 O: -2 Fe=2 .3 O=2

Fe=8 O=6

si

4

Si 4 O6

Si

Fe2O3

Hierro Oxigeno

Fe=8 O=16

Fe= 4 O=2

SiO2

Silicio (Si) Oxigeno (O)

14

3

El enlace que utiliza es covalente Se une mediante enlace covalente

Ejercicio 2. Geometría molecular Tabla 2. Geometría molecular, electrones enlazantes y libres

Molécul a

NH3

Número total de pares de electrone s

4

Número de pares Número de de pares electrone de s electrone enlazante s libres s

3

Gráfica distribución de los pares de electrones

1

SiO2

8

4

4

BF3

12

3

9

GeCl4

4

4

0

.. .. :O=Si =O:

Tetracloruro De Germanio

TiO2

2

2

0

Geometría molecular

Ejercicio 3. Teoría de enlace de valencia y teoría del orbital molecular Ejercicio 3.1 Nombre de la teoría teoría de Lewis de enlace fecha de postulación dela 1902 - 1916 teoría de enlace investigadores que propusieron la teoría

principio de la teoría de enlace

electrones que se utilizan para la teoría de enlace clasificación de los enlaces entre las moléculas

teoría de orbital molecular En 1933, la teoría de orbitales es había sido aceptada como una teoría Friedrich Hund, Gilbert Newton Lewis Robert Mulliken, Jhon C. Slater, Jhon Lennard, Erich Huckel Es una El número de representación orbitales moleculares gráfica que muestra es igual al número los pares de de orbitales atómicos electrones de enlaces que se solapan. ... entre los átomos de Este orbital contiene una molécula y los a los dos electrones pares de electrones y mantiene a los dos solidarios que átomos unidos, por puedan existir. lo que se denomina orbital molecular enlazante.

teoría de enlace de valencia 1930

Heitler London, Walter Heitler, Fritz London Explica la naturaleza de un enlace químico en una molécula, en términos de las valencias atómicas.

Electrones de enlace Electrones de valencia Enlace covalente: Se da entre metales y semimetales (en donde los átomos comparten electrones)y las interacciones no covalentes (Interacciones débiles entre iones, moléculas.

Electrones de valencia Enlace covalente los átomos adquieren la estructura de gases nobles, es decir quedan con 8 electrones, lo cual los hace más estables.

Enlace valencia: El átono central de una molécula tiende a formar pares de electrones

Enlace iónico: se forma por la atracción mutua de las cargas eléctricas opuestas Donde los electrones se transfieren de un átomo a otro. Ejemplo: Metal + no metal Enlace químico: Es un enlace que mantiene los átomos unidos entre sí, se agrupan y forman

limitaciones de la teoría de enlace

propiedades físicas y químicas que se pueden determinar de la teoría de enlace

Aspectos adicionales

estructuras muy compactas: Ejemplo: Enlace metálico entre átomos de metales Puede presentar un La regla del octeto Se propone una octeto incompleto, no siempre se nueva teoría enlace ósea menor a 8 cumple, los enlaces de valencia que electrones. múltiples no son la utiliza la forma de Moléculas con suma de enlaces superposición de número impar sencillos , y además orbitales atómicos de Octeto expandido, es necesario utilizar dos átomos ósea con más de 8 otra teoría (RPECV) diferentes, electrones para poder explicar Formando un solo la geometría de las orbital de la estructuras molécula entre dos átomos. Son gases y líquidos, Con el modelo de Enlace de valencia sus puntos de fusión Lewis no podemos que considera los son relativament e explicar las electrones en bajos longitudes y energías orbitales atómicos. de los enlaces Los cuales al solapar formados forman enlaces, las características de los orbitales que solapan depende del (tamaño y geometría) Presentan una El orden de enlace importante aparte de determinar solubilidad en el tipo de enlace que disolvente apolares posee la molécula y (tolueno, hexano, saber si ésta existe o tetracloruro de no. También nos carbono). entrega la longitud Presentando baja del tipo de enlace. A solubilidad en medida que el orden disolventes polares. de enlace aumenta, No presentan la longitud de enlace conductividad disminuye. O sea un eléctrica en fase enlace triple es más líquida. corto que un enlace simple. • La propiedad de paramagnetismo se

puede aplicar a átomos

3.2. Preguntas La siguiente figura representa la configuración de orbitales moleculares para una molécula diatómica.

1. ¿Qué se entiende por interferencia destructiva y constructiva y como afectan la formación del orbital molecular de enlace y de antienlace? Destructivo: Cuando la cresta de la onda se superpone a la otra onda y se anulan, ya que estaban en distintas fases cuando se superpusieron lo que dice que e están en diferente posición Constructivo: Es cuando existen dos ondas de frecuencia idénticas y se superpone una cresta de la onda y de la otra onda, estos efectos se suman y hacen una amplitud mayor, por lo cual las ondas pueden estar en una misma posición.

2. ¿Cuáles son los orbitales antienlazantes y enlazantes que presenta la molécula y qué indican cada uno de éstos? Enlazantes: Mayor energía que cualquiera de los otros orbitales atómicos a partir del cual se creó. La región internuclear, se construye un enlace de forma que los núcleos positivos venden a las fuerzas electrostática Antienlazantes: De mayor energía en consecuencia en estado de repulsión. Orbitales σ enlazantes: Combinación de orbitales atómicos s con p (s-s, p-p, s-p, p-s). Enlaces sencillos con grado de deslocalización muy pequeño. Orbitales 𝝅 enlazantes: Combinación de orbitales atómicos p perpendiculares al eje de enlace. Electrones fuertemente deslocalizados que interacciones fácilmente en el entorno. Orbitales σ antienlazantes: Versión excitada de mayor energía de los enlazantes. Orbitales 𝝅 antienlazantes: Orbitales 𝜋 de alta energía.

3. Explicar cuando se forma un orbital molecular sigma de enlace, sigma antienlace, pi de enlace y pi antienlace.

Enlace sigma: Tipo de enlace covalente, el cual está formado por hibridación de orbitales atómicos. Este se puede formarse como productos de la hibridación de dos orbitales s, un orbital s y uno p, o dos orbitales p que se hibridan lateralmente.

Sigma σ antienlazantes: Versión excitada de mayor energía de los enlazantes. Enlace pi: Enlaces químicos covalentes donde dos lóbulos de un orbital involucran en el enlace solapan con dos lóbulos del otro orbital involucrado. Antienlace pi: interacción destructiva que tiene más energía y menor estabilidad.

Ejercicio 4. Tipos y fuerzas en el enlace. Ejercicio 4.1 Tabla 3. Tipos de enlace, fuerzas intermoleculares, propiedades físicas y geométricas de moléculas

Compuesto

O=Si=O

Ga2O3

Nombre tradicional e IUPAC dióxido de silicio

(Trióxido de galio) Oxido de galio(III)

Tipos de enlaces

Fuerzas Solubilidad intermoleculares en agua London

No

Fuerza de vander wals Dipolo-dipolo

insoluble

Punto de fusión 1713°C

covalentes

Iónico

1900ºC (alfa)

Geometría molecular

Yoduro de cesio

ionico

Atracciones dipolo dipolo

CuSO4: Van der Waals H2O: puentes de hidrógeno

Alta solubilidad

Puentes de Hidrogeno

137.8 g/100 mL a 0° C

Fuerzas de London

Se 223,5 K descompone (-50 °C)

CSi

Tradicional sulfato de cobre CuSO4.5H2O pentahidratado Stock Sulfato de cobre (II) Nitrato de Cobre (II)

Cu(NO3)2

GeCl4

Tetracloruro de Germanio

telururo de plomo

PbTe

Dióxido de hierro

Fe2O3

Enlace covalente

Mayormente Covalentes

Covalentes

621 °C

Es soluble por ser sustancias polares Baja solubilidad

Bajo punto de fusión

256 °C

London

Insoluble

924 ° C (1,695 ° F; 1,197 K

Ion-ion

insoluble

1565°C

London

61,7 g/100 ml (0°C)

470 K (197°C)

London

Soluble

572°F

Enlace puro

iónico

CrO3

Oxido de cromo

iónico

ZnCO3

Carbonato de Zinc

iónico

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. P= F Q= N

R= Li

Con base en esta información el grupo debe identificar:

a. Tipo de enlace entre P y R, P y Q, Q y R P y R = enlace iónico P y Q = enlace covalente polar Q y R = enlace iónico b. Fórmula de los compuestos formados. P y R= LiF fluoruro de litio P y Q= NF3 trifluoruro de nitrógeno Q y R= Li3N nitruro de litio c. Fórmula electrónica de Lewis para cada molécula LiF

NF3

Li3N

d. Tipo de fuerzas intermoleculares presentes en cada molécula LiF= Van der Waals NF3 = London Li3N = Dipolo - Dipolo 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. LiF Punto de ebullición: 1,676 °C Punto de Fusión: 848 ºC Solubilidad: 25ºC 1.84×10-3 NF3 Punto de ebullición: -129.1 °C Punto de Fusión: -206.8 °C Solubilidad: ligeramente soluble en agua sin sufrir reacción química Li3N Punto de Fusión: 813 ° C Solubilidad: Reacciona

Ejercicio 4.3. COMPUESTO

Al2O3

IUPAC,STOK Y SISTEMATICO

STOK: Oxido de aluminio IUPAC: Dinitrogen pentoxide oxido de aluminio SISTEMATICO: Trióxido de aluminio

ENLACE

Enlace Iónico

DISTANCIA O LONGITUD MOLECULAR

ENERGIA DE ENLACE EN 𝑲𝑱 𝑴𝑶𝑳

191pm 𝐾𝐽

836𝑀𝑂𝐿

CaF2

Ag2S

FeS2

Cu2O

IUPAC: fluoruro de calcio STOK: fluoruro de calcio SISTEMATICO: difluoruro de calcio IUPAC: sulfuro argéntico STOK: sulfuro de plata SISTEMATICO: monosulfuro de diplata IUPAC: sulfuro de hierro STOK: bisulfuro de hierro SISTEMATICO: sulfuro ferroso

𝐾𝐽

Enlace Iónico

132 PM

193 𝑀𝑂𝐿

Enlace Covalente

156 pm

0.2478 𝑀𝑂𝐿

Enlace Covalente

La distancia internuclear entre Lois núcleos de azufre dentro de la configuración molecular del FeS2 es de 2.08 A.

IUPAC: Oxido Cobroso Stock: Oxido de Cobre Enlace Iónico (I) Sistemático: Monóxido de dicobre

𝐾𝐽

𝐾𝐽

210 𝑀𝑂𝐿

1500 pm 0.143

𝐾𝐽 𝑀𝑂𝐿

CONCLUSIONES

•

Con la finalización de esta unidad podemos decir que existen diferentes tipos de enlaces que dependen del tipo de molécula formada (VANEGAS, s.f.)

•

Que los átomos están constituidos por protones y neutrones en el núcleo y por electrones girando alrededor en la corteza poseen masa molecular, numero másico y estructura. (VANEGAS, s.f.)

•

Con la realización de este trabajo nos planteábamos inicialmente indagar en los antecedentes y en los primeros pasos de la estructura de Lewis, la regla del octeto, geometría molecular. (BARRETO, s.f.)

•

Se puede concluir que estos enlaces tienen propiedades muy diferentes, y esta diversidad individualiza nuestro ambiente aunque estas moléculas sean infinitesimales y gracias a eso forman estructuras muy exóticas, y los enlaces definen estas formas, desde la extraña molécula del agua. (GUTIERREZ, s.f)

BIBLIOGRAFIA • • • • • • • •

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