Respuesta: N: [He]2s 2 2p 3 #e - = 5 O: [He]2s 2 2p 4 #e - = 6 Total de electrones: 2(5) + 6 = 16. Primera ordenación, estructuras más aceptables:

Transcripción

1 Tarea 7. Resuelta. Dibuja las estructuras de Lewis completas para el N O en sus ordenaciones alternativas (N-N-O y N-O-N). De acuerdo con los criterios del octeto y la mínima carga formal, cuál estructura describiría mejor a la molécula? Respuesta: N: [He]s p 3 #e - = 5 O: [He]s p 4 #e - = 6 Total de electrones: (5) + 6 = 6 Primera ordenación, estructuras más aceptables: Son estructuras resonantes, pero se prefiere la de la derecha ya que la carga formal negativa se encuentra localizada en el átomo de oxígeno. Segunda ordenación, estructura más aceptable: Comparando las estructuras puede notarse que la segunda requiere que los tres átomos soporten carga formal además de que el oxígeno debe tener carga + lo cual es inaceptable para un átomo tan electronegativo. Tomando en cuenta lo anterior la ordenación correcta es: N-N-O

2 . Muestra TODOS LOS PASOS de acuerdo al documento de apoyo, para dibujar la estructura de Lewis completa a partir del esqueleto propuesto. Aplica los criterios apropiados para encontrar la estructura más estable: H H C C H C C H C C H H Respuesta: Configuraciones electrónicas: C: [He]s p #e - = 4 H: s #e - = Total de electrones: 6(4) + 6() = 30 En el esqueleto hay enlaces y por lo tanto 4 electrones, por lo tanto quedan 6 para repartir. Colocando un par sobre los átomos de carbono se llega a: Los átomos de C con pares no enlazantes tienen carga formal negativa, mientras que los otros carbonos tienen carga formal positiva, como se muestra:

3 Los átomos negativos cumplen con octeto, pero los positivos tienen sólo 6 electrones. Pasar los dos electrones de un átomo negativo a un enlace con un átomo positivo permite que ambos completen octeto y quita cargas formales. De esta forma, la estructura de Lewis es:

4 3. Dibuja las estructuras de Lewis de SO 3 y SO 3 -, determina la geometría de ambas especies. Respuesta: Configuraciones electrónicas: O: [He]s p 4 #e - = 6 S: [Ne]3s 3p 4 #e - = 6 Total de electrones: 3(6) +(6) = 30 molécula neutra 3(6) +(6) + = 3 anión El esqueleto de la molécula es: Para la molécula neutra quedan 30 6 = 4 electrones. Poniendo 6 electrones sobre los átomos de oxígeno se completa el octeto pero quedan cargados negativamente, así que se propone pasar un par no enlazante a formar enlace con el azufre. De esta forma la estructura de Lewis es: Se trata de azufre con tres entidades alrededor por lo que la geometría molecular es Trigonal. A partir del esqueleto, para el anión quedan 3 6 = 6 electrones. Se razona como con la molécula anterior pero queda un par electrónico extra. Dado que los átomos de oxígeno ya completaron octeto, el para electrónico solamente puede alojarse en los orbitales d del átomo de azufre. Pero esto produciría que este átomo soportara una carga de -, por lo que es mejor si se le regresan enlaces a dos átomos de oxígeno y la estructura queda: Se trata de azufre con cuatro entidades, por lo que la distribución electrónica es tetraédrica, pero de esas 4 sólo 3 son átomos. Por lo tanto la geometría molecular es pirámide triangular.

5 4. Dibuja todas las formas resonantes del ion fosfato (PO 4 3- ). Incluyendo las que se derivan de que los oxígenos sean distinguibles. Indica la geometría de esta especie. Respuesta: Configuraciones electrónicas: O: [He]s p 4 #e - = 6 P: [Ne]3s 3p 3 #e - = 5 Total de electrones: 4(6) +(5) + 3 = 3 El esqueleto de la molécula es: Con lo que quedan 3 8 = 4 electrones para repartir. Asegurándose de que las cargas negativas queden sobre los átomos de oxígeno, las estructuras resonantes son: En todas sus formas se tiene fósforo rodeado por cuatro entidades todas ellas átomos, por lo tanto la geometría molecular es tetraédrica.

6 5. Dibuja la estructura de Lewis del ion cianuro (CN - ). Da un ejemplo de una molécula isoelectrónica al cianuro, con la misma forma de distribuir los electrones, pero sin la carga negativa. Respuesta: Configuraciones electrónicas: C: [He]s p #e - = 4 N: [He]s p 3 #e - = 5 Total de electrones: = 0 Quitando los del enlace quedan 8 electrones. Distribuyéndolos de manera simétrica pero procurando se cumpla el octeto para ambos átomos, la estructura del ión es: Una molécula isoelectrónica, pero neutra requeriría que no hubiera necesidad de agregar una carga formal sobre el carbono, esto se logra reemplazándolo por nitrógeno, así que una respuesta posible es: Otra forma sería poniendo una carga formal positiva sobre el átomo de la derecha, así que otra respuesta válida está dada por:

7 6. Dibuja las siguientes estrcuturas de Lewis, incluyendo geometría (usando notación de ccuña y raya). Respuestas: a) CCl H d) I 3 - Geometría: Tetraédrica b) SF 4 Geometría: Lineal e) H 3 O + Geometría: sube y baja Geometría: Pirámide trigonal c) ClF 3 Geometría: Forma de T

8

9 7. Indica la geometría local e hibridación de cada átomo central en la siguiente molécula: CH 3 -C(Br) -C(OH)=C(Cl)-Xe(F) 5 a b c d e f Para cada átomo: a) C con cuatro entidades alrededor, es geometría tetraédrica, hibridación sp 3 b) C con cuatro entidades alrededor, es geometría tetraédrica, hibridación sp 3 c) C con tres entidades alrededor, es geometría triangular, hibirdación sp d) O con cuatro entidades alrededor pero sólo dos de ellas átomos, es geometría angular, hibridación sp 3 e) C con tres entidades alrededor, es geometría triangular, hibridación sp f) Xe con 7 entidades alrededor pero sólo seis de ellas átomos, es geometría de octaedro distorsionado. La estructura de Lewis con la geometría indicada es:

10 8. Para la molécula de CO : a. Dibuja la estructura de Lewis. b. Determina geometría e hibridación de cada uno de sus átomos. Los átomos de oxígeno son terminales por lo que no se les puede asignar geometría, al tener tres entidades alrededor cada uno su distribución electrónica es trigonal plana, lo que indica hibridación sp. El átomo de carbono tiene dos entidades atómicas alrededor, por lo tanto tiene geometría lineal e hibridación sp. c. Describe los enlaces en términos de la teoría de enlace valencia. El átomo de carbono presenta dos orbitales híbridos sp, cada uno de los cuales forma enlaces tipo σ con uno de los orbitales híbridos sp de cada átomo de oxígeno. Cada orbital p sin hibridar del átomo de carbono forma un enlace π con el orbital p sin hibridar de cada átomo de oxígeno. De manera que los planos nodales en los enlaces π son ortogonales entre sí.

11 9. Para los siguientes orbitales moleculares escritos como combinaciones lineales de orbitales atómicos: a. Dibuja los orbitales atómicos centrados en sus átomos. b. Determina el signo del traslape e indica si el OM es de enlace, de anti enlace o de no enlace. c. Si lo hay, determina la simetría del enlace. Respuestas: : a b s s : a b px py S < 0, antienlace, tipo σ : a b s p x S = 0, no enlace. : a b py py : a b s p y S = 0, no enlace. S < 0, antienlace, tipo π a b pz px S = 0, no enlace S = 0, no enlace.

12 0. De acuerdo con la teoría de orbitales moleculares, acomoda a las especies O, O +, O, O +, O Partiendo del diagrama de O : Podemos concluir que quitar o poner electrones tiene consecuencias sobre el orden de enlace, esta información se resume en la siguiente tabla: Especie Electrones en Electrones en orbitales Orden de orbitales de enlace de antienlace enlace O O 8 3 5/ O 8 5 3/ + O 8 3 O 8 6 De acuerdo al orden de enlace: a. En orden creciente de longitud de enlace b. En orden creciente de estabilidad O + < O + < O < O < O O < O < O < O + < O + c. En orden creciente de la primera energía de ionización Para responder esta pregunta es necesario revisar la profundidad en energía del HOMO, así como el número de electrones por orbital que generan repulsiones que facilitarían la salida de uno de ellos. Analizando esta información, el orden sería: O < O < O < O + < O +

13 . Ordena a las moléculas CH 4, CH 3 Cl, CH Cl, CHCl 3 y CCl 4 de acuerdo con su momento dipolar. CH 4 = CCl 4 < CHCl 3 < CH Cl < CH 3 Cl. Indica el tipo de interacción entre todos los posibles pares de sustancias químicas que puedes formar a partir del siguiente conjunto: Hexano, metano, agua, cloroformo, acetona, yodo, etanol, sal. Tipo de interacción Ion dipolo Ion dipolo inducido Dipolo dipolo Dipolo dipolo inducido Dipolo instantáneo dipolo inducido Pares Sal/ agua Sal/ cloroformo Sal/ acetona Sal/etanol Sal/ hexano Sal/ metano Sal/ yodo Agua/ cloroformo Agua/ acetona Agua/ etanol Cloroformo/ acetona Cloroformo/ etanol Acetona/etanol Agua/ hexano Agua/ metano Agua/ yodo Cloroformo/ hexano Cloroformo/ metano Cloroformo/ yodo Acetona/ hexano Acetona/ metano Acetona/ yodo Etanol/ hexano Etanol/ metano Etanol/ yodo Hexano/ metano Hexano/ yodo Metano/ yodo

14 3. Los dos extremos de recta formados por los orbitales híbridos sp se pueden expresar en términos de los armónicos esféricos originales como: s p y s p z Donde el signo del orbital p z indica hacia qué dirección del eje apuntará el orbital híbrido. Acomoda las siguientes funciones de onda para orbitales híbridos sp 3 en grupos de cuatro, de manera que representen los cuatro vértices de un tetraedro. Ayúdate de la imagen del tetraedro dentro de un cubo. z De acuerdo con la siguiente imagen: Se pude reconocer que los octantes ocupados son (+,+,+), (+,, ), (,+, ), (,,+). Por lo tanto las combinaciones quedan separadas como: a. s px py pz b. s px py pz c. s px py pz d. s px py pz e. s px py pz f. s px py pz g. s px py pz h. s px py pz