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