Estructura.docx

ESTRUCTURA MOLECULAR TAREA 1- ESTRUCTURA ATÓMICA Y PRINCIPIOS DE LA MECÁNICA CUÁNTICA

ELABORADO POR:

TUTOR: DOLLFI RODRIGUEZ

CODIGO CURSO: 401582_17

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA _UNAD ESCUELA DE CIENCIAS BÁSICAS, TECNOLOGÍAS E INGENIERÍAS – ECBTI PALMIRA VALLE DEL CAUCA ABRIL 14 DEL 2019

Roles de los estudiantes para el desarrollo de la actividad 2

ROLES

ESTUDIANTES

Moderador Colaborador Evaluador Creativo Investigador

ESTUDIANTES Estudiante

1.

ESTUDIANTES Nitrógeno

gaseoso

(N2)Estudiante Estudiante 2. Telururo de plomo (PbTe) Estudiante 3. Carbonato de hierro (FeCO3) Estudiante 4. Oxido férrico (Fe2O3) Estudiante 5. Dióxido de silicio (SiO2)

Observaciones

Para el desarrollo de esta actividad

todos los estudiantes realizamos

todos los

planteamientos y aportes en el foro de conocimiento colaborativo, adicional a ello se realizó comunicación vía WhatsApp para la ejecución del trabajo final.

Introducción

En el desarrollo de esta actividad nos permitió conocer una vez los elementos químicos, su clasificación electrónica cual es el componente que conforma dentro de la tabla periodica, determinar el grupo y el periodo diferentes conceptos que nos serán de gran ayuda en nuestra carrera profesional como futuros ingenieros electrónicos.

En el trabajo actual se presenta la solución de los diferentes ejercicios y la solución de manera colaborativa y el desarrollo de manera consecutiva donde permite su fácil compresión.

Objetivos



Diferencias cada modelo atómico que ha permitido comprender la estructura y la materia.



Conocer el enlace químico, estructuras de Lewis y regla del octeto



Comprender la forma de la estructura atómica y cada una de sus

Ejercicio 1.1 mapa conceptual

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

Cumple regla del

Elemento s

Estad

Molécu que

Grup

Peri

o

la

o

odo

oxida

conform an

la

de

ción

molécula

Elect rone s de vale ncia

octeto Estructura de Lewis

para element os

Tipo de enlace

que

confor man la molécul a

N2

PbTe

1

15

2

Plomo

Pb=14

Pb=6

Telurio

Te=16

Te=5

0

5

𝑃𝑏 +2 𝑇𝑒 +2

Enlace covalente

si

normal, apolar

Pb

si

Pb=4

cumple

Te=6

Te

Enlace covalente

si polar

cumple Fe

no

cumple

C

FeCO3

Hierro

Fe=8

Fe=4

Carbono

C=14

C=2

Oxigeno

O=16

O=2

𝐹𝑒 +2 𝐶 +4 𝑂3−2

Fe=2 C=4 O=6

si

cumple

Enlace covalente polar

O_3;

iónico

solo cumple en

uno

de

sus

átomos.

y

enlace

Fe2O3

SiO2

+2,

Hierro

8

4

2, 3

oxigeno

16

2

-2

Silicio

14

3

4

8

Oxigeno

16

2

-2

6

+3

No

Iónico

Si

Enlace covalente

2

Tabla 2. Geometría molecular, electrones enlazantes y libres

Número Molécula

Número

total

de pares

pares

de electrones

de de

Número de pares de electrones

electrones

enlazantes

NH3

4

3

1

SiO2

6

2

9

BF3

12

3

9

GeCl4

TiO2

libres

Gráfica distribución

de Geometría

los

de molecular

pares

electrones

Piramidal trigonal

Lineal

Triangular plana

Ejercicio 3 teoría de enlace de valencia y teoría del orbital molecular

Tabla comparativa Nombre de la teoría Fecha postulación

Lewis

Orbital molecular

de Año de postulación 1938. El

científico

Enlace valencia

Año de postulación entre Postulada

estadunidense 1932 y por 1933, Friedrich Walter

en

1927

por

Heitler

y

Fritz

Gilbert Lewis planteo una Hund, Robert Mulliken, John London. teoría para explicar en enlace C. Slater y John Lennard- En donde la formación de químico.

Jones

orbitales

La teoría de Lewis establece teoría

establece

electrones, mientras que la formación

de

base es la encargada de donar moleculares

a

Además considera sustancias

se

solapan en una zona donde

que un ácido permite recibir Esta

electrones.

atómicas

la se

encuentran

los

orbitales electrones. partir

de

orbitales atómicos. Tenemos Propone que el enlace entre la

teoría como que

Lewis que una molécula covalente, dos átomos se forma por ácidos al estar tan cerca los núcleos superposición

la

teoría de cada uno de los átomos orbitales

Broansted no los considera que

hacer

parte

de

de

dos

atómicos

que

la tienen cada uno un electrón

como ácidos; las sustancias molécula, la ecuación de dando lugar a un orbital como tal son los siguientes: 𝑆𝑂3 ; 𝐵𝐹3 ; 𝐴𝑙 +3 ; 𝐴𝑔3

ondas

actúan

de

forma molecular.

distintas, y los orbitales de los átomos se combinan para Existen dos tipos de enlace

La reacción entre ácido y base formar orbitales moleculares. de valencia da como resultado un enlace Los orbitales moleculares se Enlace sigma: los orbitales covalente.

También

al pueden aplicar como

un atómicos se solapan de

momento que se combinan los solapamiento de los orbitales manera frontal produciendo átomos

estos

configuraciones

adquieren comunes de cada uno de los un único solapamiento de electrónicas átomos. Eso permite que los las

como las de los gases nobles

respectivas

nubes

orbitales solapados generen electrónicas. una

zona

estabilidad,

de pero

mayor al

mis

tiempo deben generar una zona de menor estabilidad que los orbitales originales. Enlace Pi: los orbitales atómicos

se

solapa

de

manera lateral produciendo dos o más solapamiento de las

respectivas

nubes

electrónicas.

Investigadores

que Gilbert Newton Lewis

Friedrich

hund,

robert Heitier-London

walter

mulliquen , john C. Slater y heitler

propusieron

John lennard- jones, Erich huckel Principios

de

teoría del enlace

la Es una representación grafica El

numero

que muestra los pares de moleculares

de es

orbitales igual

Esta

teoría

explica

la

al naturaleza de un enlace

electrones de enlaces entre los número de orbitales atómicos químico de una molecular átomos de una molécula y los que se solapan, esta orbital y los

términos

de

las

pares de electrones solitarios contiene a dos electrones y valencias atómicas. que puedan existir.

mantienen la los dos átomos unidos por que se denominan un

orbital

de

molécula

enlazante. Electrones

que

se Electrones

de

valencia Electrón

en

el

campo electrones en la misma

compartidos

utilizaron

eléctrico

construcción

de enlaces

del mismo tiempo

donde

se describen las geometrías cuando

se

moléculas Clasificación de los Simples, dobles, triples enlaces

entre

la

moléculas 

Limitaciones teoría

No permite que se cumpla la teoría en todas las moléculas.



Ejemplo: NO y NO2

Propiedades físicas y Encales covalente: químicas



gases líquidos



no

presenta

conductividad eléctrica en fase liquida 

presenta

baja

disolubilidad

en

disolventes polares Aspectos adicionales

Se basaba en la suposición de que

las

esencias

interacciones

de

las

químicas

se

establecen en la formación de octetos electrónicos alrededor de los átomos. Pero también se dice que la teoría no es universal.

forman

las

Ejercicio 3.2 ¿Qué se entiende por interferencia destructiva y constructiva y como afectan la formación del orbital molecular de enlace y de anti enlace?

En la interferencia constructiva; se presenta en los orbitales moleculares de enlace y permite que en una zona exista una mayor densidad electrónica y se va a formar un orbital molecular, de tipo enlazante tipo sigma, siendo de forma cilíndrica simétrica al eje. Entonces se concluye que una vez los orbitales se traslapan aumenta el tamaño de su amplitud y con ello incrementa su densidad electrónica, entre los dos núcleos.

En la interferencia destructiva; corresponde a la formación de orbitales de anti enlace y al momento de traslaparse y tienen una región en común, la densidad electrónica es casi nula, por lo tanto la amplitud de cada orbital atómico se reduce y permite formar un orbital molecular anti enlazante. Podemos concluir la disminución de la amplitud es análoga a la disminución de la densidad electrónica entre los dos núcleos.

1- ¿Cuáles son los orbitales anti enlazantes y enlazantes que presenta la molécula y qué indican cada uno de éstos? En el momento que dos orbitales atómicos interaccionan se forma un orbital enlazante más un orbital anti enlazante Orbital enlazante; un orbital enlazante es aquel que realiza un aumento de la densidad electrónica entre los átomos enlazados y por consiguiente la energía de los orbitales atómicos decrece.

Orbital anti enlazante; los orbitales anti enlazantes tienen una menor densidad electrónica entre los núcleos, pero la energía de los orbitales atómicos se acrecienta. En las moléculas los orbitales enlazantes estos permiten aportar enlaces, mientras que en los orbitales anti enlazantes se quitan enlaces en la molécula.

2- Explicar cuando se forma una orbital molecular sigma de enlace, sigma anti enlace, pi de enlace y pi anti enlace.

Enlace y anti enlace sigma; en un enlace que se forma por la interacción de orbitales atómicos. La interacción se puede dar entre orbitales de subnivel s, un orbital s y un orbital p entre dos orbitales que interactúan lateralmente. Los enlaces sigmas poseen una mayor estabilidad y la densidad electrónica se dispone de manera simétrica. Dependiendo de la interacción de los orbitales este tipo de enlace se puede clasificar en: Enlace sigma s; formado por la interacción de dos orbitales s. Enlace sigma p; formado cuando se traslapan dos orbitales p.

Enlace y anti enlace Pi; es una enlace formado por la interacción de dos orbitales atómicos de subnivel P.

En este tipo de enlace los electrones se encuentran más alejados del núcleo debido a su poca energía ocasionando que la atracción entre electrones y el núcleo sea menor. Este tipo de enlace se hace más presente en enlaces dobles o más.

Tabla 3. Tipos de enlace, fuerzas intermoleculares, propiedades físicas y geométricas de moléculas Compuesto

O=Si=O

Nombre tradicional Tipos de Fuerzas e IUPAC

Dióxido de silicio

Ga2O3

óxido gálico

CSi

Carburo de silicio

CuSO4.5H2O

Cu(NO3)2

enlaces

intermoleculares en agua

Enlace

London

100 g de

polar

agua

Enlace

Nitrato de cobre (II)

fusión

molecular

0,012 g en 1986 K

covalente

Lineal

London

insoluble

1900 °C

trigonal

london

Insoluble

2730 °C

Lineal

london

soluble

110 °C

Tetraédrica.

london

soluble

No

Covalente Enlace covalente

Sulfato de cobre (II) Enlace pentahidratado

Solubilidad Punto de Geometría

iónico tiene octaédrica

punto

Enlace

de

ebullición,

covalente

sino

que

sublima GeCl4 PbTe Fe2O3 CrO3

tetrachlorogermanio

Enlace iónico

london

soluble

223,5 (-50 ℃)

K

ZnCO3

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 𝑃 = 𝐹 (𝑓𝑙ú𝑜𝑟); 𝑠𝑢 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑔𝑎𝑡𝑖𝑣𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑒𝑠 𝑑𝑒 4 𝑄 = 𝑁 (𝑛𝑖𝑡𝑟ó𝑔𝑒𝑛𝑜) 𝑠𝑢 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑔𝑎𝑡𝑖𝑣𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑒𝑠 𝑑𝑒 3 𝑅 = 𝐿𝑖 (𝑙𝑖𝑡𝑖𝑜) 𝑠𝑢 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛𝑒𝑔𝑎𝑡𝑖𝑣𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑒𝑠 𝑑𝑒 1 𝑆𝑖 𝑒𝑠 𝑚𝑎𝑦𝑜𝑟 > 1.6; 𝑒𝑠 𝑖ó𝑛𝑖𝑐𝑜 𝑆𝑖 𝑒𝑠 𝑚𝑒𝑛𝑜𝑟 𝑎 < 1.6; 𝑒𝑠 𝑐𝑜𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒 Entre F y Li 4-1=3 Es un enlace iónico.

Entre F y N 4-3=1 Es un enlace covalente

Entre N y Li

3-1=2 Es un enlace iónico.

b. Fórmula de los compuestos formados. LiF = 𝑓𝑙𝑜𝑟𝑢𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑙𝑖𝑡𝑖𝑜 NF3 = trifloruro de Nitrogeno 𝐿𝑖3 𝑁 = 𝑛𝑖𝑡𝑟𝑜𝑟𝑢𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑙𝑖𝑡𝑖𝑜 c. Fórmula electrónica de Lewis para cada molécula LiF

NF3

𝐿𝑖3 𝑁

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. Siguientes propiedades de: LiF = floruro de litio 

punto de ebullición: 1.676 °C



punto de fusión: 848 °c



solubilidad: en agua 0.29/g/100ml



energía: -617kj (por mol de lif).

Siguientes propiedades de:NF3 = trifloruro de Nitrogeno 

Punto de ebullición: -129°C



Punto de fusión: -206.8°C



Solubilidad: 0.021 g/100ml



Energía: -84.4kj/mol

Siguientes propiedades de:Li3 N = nitroruro de litio 

Punto de ebullición: 1330



Punto de fusión: 8.13°C



Solubilidad: en agua (presenta fuerte reacción)

Ejercicio 4.3.

ESTUDIANTES

ESTUDIANTES

Estudiante 1. Al2O3

Luis stiven pulgarin

Estudiante 2. CaF2

Luz Enith Caicedo

Estudiante 3. Ag2S

Fernán Esteban curan

Estudiante 4. FeS2 Estudiante 5. Cu2O

Estudiante 2. CaF2

a.

Nombre IUPAC, Stock y Sistemático de cada molécula.

Nombre IUPAC =Calcium difluoride Nomenclatura sistemática: difluoruro de calcio Nomenclatura stock: fluoruro de calcio Nomenclatura tradicional: fluoruro cálcico

b. Tipo de enlace y fuerzas intermoleculares presentes en cada una

Ca F

calcio +2 metal flúor -2 metal

CaF2 tipo de enlace iónico

c.

Distancia internuclearó longitud de enlace para cada molécula.

Distancia Apolar Estructura tipo fluorita, CaF2: Cuando en una estructura cúbica de caras centradas se llenan todas las posiciones tetraédricas por otros átomos, idénticos entre sí. Cada Ca++ se halla en el centro de un cubo cuyos vértices están ocupados por F-. Éstos, a su vez, están en el centro de un tetraedro cuyos vértices lo ocupan sendos Ca++.

d. Energía de enlace en KJ/mol; kJ: KiloJoule.

CaF2 (c) -1219,6 -1167,3 68,87 67,03

Conclusiones

Al terminar este trabajo, nos fue de gran ayuda e importancia nos aporto

nuevos

conocimientos de la materia, nos permitió identificar los grupos y el periodo de cada elemento químico en la tabla periódica, las clasificación de los átomos. Identificar cuáles son los enlaces de la estructura de Lewis, Geometría molecular, teoría de enlace de valencia y teoría del orbital molecular.

Referencias bibliográficas

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