4 práctica de laboratorio contruccion de moleculas (2) carmen garcía by barbara

Práctica de laboratorio:

Representación de moléculas

Carmen García 4 A

Introducción En esta práctica construiremos moléculas utilizando bolas de plastilina para representar sus átomos y palillos para representar los enlaces entre dichos átomos. Además visualizaremos los enlaces y geometrías moleculares.

Objetivo El objetivo de esta práctica es construir moléculas utilizando palillos y plastilina y modelos moleculares comerciales y así poder visualizar los enlaces entre los átomos de cada molécula y la disposición espacial de los átomos en distintas moléculas.

Marco teórico Enlace covalente El enlace covalente entre dos átomos se da entre elementos no metálicos y consiste en la compartición de un par de electrones de su última capa. En la mayoría de los casos esto da lugar a la formación de moléculas. Los elementos no metálicos se muestran en la tabla periódica que se muestra más abajo con fondo verde y se observa que están situados a la derecha de la tabla, lo que indica que tienen muchos electrones en su nivel más externo.

Tabla periódica de los elementos, sin los lantánidos y actínidos. Por ejemplo el Fluor (F), Cloro (Cl) y Bromo (Br) tienen 7 electrones en su última capa.

Reglas del Octeto y Diagramas de Lewis La teoría de Lewis establece que los átomos comparten electrones con objeto de completar el octeto en la última capa (8 electrones) y así alcanzar la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. En el caso del Hidrógeno la última capa se completaría con solo 2 electrones en vez de con 8 ya que el gas noble más cercano es el Helio que tiene solamente 2 electrones. Dependiendo de cuantos pares de electrones compartan dos átomos se pueden formar enlaces sencillos (o simples), enlaces dobles o enlaces triples. En la siguiente tabla se muestran ejemplos de los tres tipos de enlaces y su representación mediante diagramas de puntos o diagramas de Lewis: Enlace covalente simple

Enlace covalente doble

Enlace covalente triple

Configuración electrónica de Cloro Cl(Z=17):

Configuración electrónica de Oxígeno O(Z=8):

Configuración electrónica de Nitrógeno N(Z=7):

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

1s2 2s2 2p4

1s2 2s2 2p3

7 electrones en la última capa

6 electrones en la última capa

5 electrones en la última capa

Molécula Cl2

Molécula O2

Molécula N2

A modo de ejemplo nos fijamos en el enlace doble, donde partimos inicialmente de dos átomos de Oxígeno independientes que tienen un total de 6 electrones en su última capa:

Cuando los átomos de Oxígeno se aproximan entre sí y unen sus capas electrónicas, comparten dos pares de electrones, de manera que se puede considerar que cada átomo de Oxígeno tiene en su última capa 8 electrones. Los dos átomos de Oxígeno permanecen unidos en forma de molécula: O2

Las estructuras o diagramas de Lewis muestran el comportamiento anterior y permiten establecer la ordenación de los átomos en las moléculas. Para la molécula de O2 sería:

Para establecer la geometría de las moléculas nos basaremos en el hecho de que los pares de electrones, que se sitúan alrededor del átomo central de la molécula, tienden a estar lo más separados posible entre sí. A continuación algunos ejemplos de geometría de moléculas: Linear CO2

Angular H2O

Piramidal NH3

Tetraédrica CH4

Metodología Las bolas de plastilina, que van a representar los átomos, se construyen siguiendo el código de colores de la tabla y la proporcionalidad con los radios covalentes de los átomos se consigue tomando masas proporcionales a esos valores. Tabla. Elementos, códigos de colores y radios

Las moléculas con las que vamos a trabajar son: H2, Cl2, O2, N2, HCl, HBr, H2O, NH3, H2S, CH4, C2H6, C2H4, C2H2, CO2, HCN, CH4O, HCCl3, C3H8, PCl5, y SF6 Para cada molécula realizaremos las siguientes tareas: 1. Indicar el número de electrones de cada átomo en la última capa y el número de pares de electrones que deben compartir para completar el octeto. 2. Dibujar la estructura de Lewis. 3. Construir la molécula con plastilina y palillos; cada palillo representará un par de electrones compartido o un par no enlazante. 4. Observar la molécula para asignar una geometría, teniendo en cuenta que los pares de electrones alrededor del átomo central deben estar lo más alejados posible. Los enlaces dobles y triples ocupan una sola dirección en el espacio. 5. Construir las moléculas con los modelos comerciales y comparar con los modelos de plastilina y palillos.

Datos A continuación mostramos una tabla con los números atómicos y configuración electrónica de los átomos con los que vamos trabajamos en esta práctica: Elemento (símbolo) Hidrógeno (H) Carbono (C) Nitrógeno (N) Oxígeno (O) Flúor (F) Fósforo (P) Azufre (S) Cloro (Cl) Bromo (Br)

Número atómico (Z) 1 6 7 8 9 15 16 17 35

Configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 1s2 2s2 2p2 1s2 2s2 2p3 1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

Estos datos no se han obtenido en el laboratorio. El número atómico (Z) es el número de protones presentes en el núcleo de un átomo y se obtiene a partir de la tabla periódica de los elementos. En un átomo eléctricamente neutro tiene el mismo número de electrones que protones y por tanto su configuración electrónica se completa usando el número atómico del elemento y la regla de llenado de orbitales atómicos:

Resultados En las tablas de las siguientes páginas se muestran las fotos con la representación de las distintas moléculas mediante palillos y plastilina y también con modelos comerciales. Además se indica su estructura de Lewis y el número de electrones de cada átomo en la última capa y el número de pares de electrones que deben compartir para completar el octeto. Durante la práctica también aprendimos que el ángulo (β) que forman los enlaces con el átomo de Hidrógeno con el Azufre en el H2S es menor que el ángulo (α) que forman los enlaces con el átomo de Hidrógeno con el Oxígeno en el H2O. Esto es debido a que el Oxígeno es más pequeño que el Azufre, con lo que los átomos de Hidrógeno están más cerca entre ellos y hace que haya más repulsión entre ellos

H2O

H2S

α > β ya que el átomo de Oxígeno (O) es más pequeño que el de Azufre (S) y por tanto los átomos de Hidrógeno (H) se repelen más entre ellos. También observamos como a medida que las moléculas son más largas, éstas forman estructuras no lineales- Esto se puede ver en las representaciones que hicimos en el laboratorio con los modelos comerciales para las moléculas que se ven en estas fotos:

C2H6

C3H8

Aquí se ve que la molécula de C4H10 hace zig-zag

C4H10

Electrones en la última cápa (electrones de valencia)

Electrones a compartir para completar el octeto

H --> 1

Cl2

Cl --> 7

Cl --> 1

O --> 6

O --> 2

N --> 5

N --> 3

Molécula

Estructura de Lewis

Puntos

Pares de e-

Representación de la molécula en el laboratorio con plastilina y palillos

Representación de la molécula en el laboratorio con modelos comerciales

HCl

H --> 1 Cl --> 7

H --> 1 Cl --> 1

HBr

H --> 1 Br --> 7

H --> 1 Br --> 1

H2 O

H --> 1 O --> 6

H --> 1 O --> 2

NH3

H --> 1 N --> 5

H --> 1 N --> 3

H2 S

H --> 1 S --> 6

H --> 1 S --> 2

CH4

H --> 1 C --> 4

C2 H6

H --> 1 C --> 4

C2 H4

H --> 1 C --> 4

C2 H2

H --> 1 C --> 4

CO2

C --> 4 O --> 6

C --> 4 O --> 2

H --> 1 HCN C --> 4 N --> 5

H --> 1 C --> 4 N --> 3

H --> 1 CH4O C --> 4 O --> 6

H --> 1 C --> 4 O --> 2

HCCl3

H --> 1 C --> 4 Cl --> 7

H --> 1 C --> 4 Cl --> 1

C3 H8

H --> 1 C --> 4

* PCl5

P --> 5 Cl --> 7

P --> 3 Cl --> 1

* SF6

S --> 6 F --> 7

S --> 2 F --> 1

* El pentacloruro de fósforo (PCl5) y el hexafluoruro de azufre (SF6) son excepciones de la regla del Octeto en los enlaces covalentes ya que puede ser que el átomo de Fósforo o de Azufre se rodee de más de 8 electrones debido a que se hallan disponibles (energéticamente accesibles) los orbitales 3d de estos átomos.

Conclusión En esta práctica adquirimos una mayor comprensión de cómo se forman las moléculas a partir de sus átomos y su disposición espacial, ya que hemos podido visualizar la geometría de las moléculas y los enlaces entre los átomos de esas moléculas.

Referencias Bibliografía: Libro de texto de 4º ESO de Física y Química (Proyecto Adarve) Unidad 9. El enlace químico

https://www.blinklearning.com/

Web de sabelotodo.org: Metales, no metales, y metaloides http://www.sabelotodo.org/quimica/metales_nometales.html