Estructuras de Lewis

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El Enlace Covalente I

Estructuras de Lewis:· Regla del Octete· Formas resonantes· Carga formal· Excepciones a la regla del octete

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Los gases nobles presentan gran estabilidad química, y existen como moléculas mono-atómicas.

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e- de valenciaHe 2Ne 8Ar 8Kr 8Xe 8Rn 8

Su configuración electrónica es muy estable y contiene 8 e- en la capa de valencia (excepto el He).

La idea de enlace covalente fue sugerida en 1916 por G. N. Lewis:

Los átomos pueden adquirir estructura de gas noble compartiendo electrones para formar un enlace de pares de electrones.

G. N. Lewis

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Molécula de Hidrógeno: H2

Tipos de enlaces covalentes:

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Estructuras de Lewis

Enlace covalente vs Enlace iónico

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Estructuras de Lewis

En el enlace sólo participan los electrones de valencia (los que se encuentran alojados en la última capa).

Ej.: El enlace en la molécula de agua.

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X

Símbolos de Lewis:Son una representación gráfica para comprender donde están los electrones en un átomo o molécula, colocando los electrones de valencia como puntos alrededor del símbolo del elemento:

vv

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Estructuras de Lewis

Los átomos se unen compartiendo electrones hasta conseguir completar la última capa con 8 e- (4 pares de e-) es decir conseguir la configuración de gas noble: s2p6

Tipos de pares de electrones:1- Pares de e- compartidos entre dos átomos (representado con una línea entre los átomos. unidos)

· enlaces sencillos· enlaces dobles· enlaces triples

2- Pares de e- no compartidos (ó par solitario)H H O O N N

Regla del octeto:

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Estructuras de Lewis¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?

1. nº de electrones necesarios para que todos los elementos adopten estructura de gas noble.

2. nº de electrones disponibles (suma de los e- de valencia de los átomos presentes en la molécula)Para un anión se le añade un e- más por cada carga negativa y para un catión se restan tantos electrones como cargas positivas.

3. nº electrones compartidos: los necesarios menos los disponibles (/2 =nº enlaces)

4. nº electrones no compartidos5. Estructura esquemática con los símbolos de los átomos6. distribuir los e- colocando los enlaces y los pares no

compartidos necesarios, de forma que se complete un octete para cada átomo

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Estructuras de Lewis¿Como se dibujan las estructuras de Lewis?

5. Estructura esquemática con los símbolos de los átomos:

(en los oxoácidos o sus inones)- El átomo central en el centro… (el menos

electronegativo)- Los oxígenos unidos directamente al átomo central

(rodeándolo)- Los hidrógenos siempre unidos a los oxígenosÁtomos de oxígeno. Algunas normas:- Si dan un solo enlace sencillo debe ser dativo- Si están unidos a un hidrógenos siempre darán dos

enlaces sencillos (uno al H y otro al átomo central)- Si dan un doble enlace les quedaran dos pares no

compartidos

Ejemplo en YouTube

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Estructuras de LewisEstructuras de Lewis

Ejemplo 1: CH4

e- necesarios: 8 + 4x2= 16e- disponibles: 8

C: 1s22s2p2 4e-H: 1s1 1e- x4= 4e-

e- compartidos: 16-8= 8 , 4 pares, 4 enlacese- no compartidos 8-8=0

C

H

H

HH

Ejemplo 2: H2CO

C: 1s22s2p2 4e-H: 1s1 1e- x2= 2e-O: 1s22s2p4 6e-

e- compartidos: 20-12= 8, 4 pares, 4 enlacese- no compartidos 12-8= 4 , 2 pares

H

H

C O

e- necesarios: 8 + 8+ 2x2= 20e- disponibles: 4+6+2=12

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Estructuras de Lewis

Ejemplo 3: SiO4-4 Ejemplo 4: SO2

SO O

e- necesarios: 8 + 2x8 = 24e- disponibles: 6 + 2x6 =18

e- compartidos: 24-18= 6, 3 pares comp

3 enlacese- no compartidos 18-6= 12 , 6 pares

Si

O

O

OO

4-

e- compartidos: 40-32 = 8, 4 pares comp

4 enlacese- no compartidos 32- 8= 24 , 12 pares

e- necesarios: 8 + 4x8 = 40e- disponibles: 4 + 4x6 + 4 =32

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Estructuras de Lewis

En ciertas ocasiones la estructura de Lewis no describe correctamente las propiedades de la molécula que representa.

Ejemplo: Experimentalmente el ozono tiene dos enlaces idénticos mientras que en la estructura de Lewis aparecen uno doble (+ corto) y uno sencillo (+ largo).

OOO

Formas Resonantes

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Estructuras de Lewis

OOO

OO

O

Explicación: RESONANCIA Suponer que los enlaces son promedios de las posibles situaciones

Formas resonantes

- No son diferentes tipos de moléculas, solo hay un tipo.- Las estructuras son equivalentes.- Sólo difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos.

or

Ejemplos comunes: O3, NO3-, SO4

2-, NO2, y benceno.

Page 14: Estructuras de Lewis

Estructuras de LewisExcepciones a la regla del Octeto

Hay tres clases de excepciones a la regla del Octete:a) Moléculas con nº de e- impar.

N O

NO (5+6=11 e- de valencia)

Otros ejemplos: ClO2, NO2

b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octete.BF3 (3+7x3= 24 e- de valencia).

BF

FF

Ej: Compuestos de los grupos 1A, 2A y 3A.

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Estructuras de Lewisc)Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octete.

La clase más amplia de moléculas que violan la regla consiste en especies en las que el átomo central está rodeado por mas de 4 pares de e-, tienen octetes expandidos.

PCl5XeF4

nº de e- de v 5+7x5= 40 e-

P

Cl

Cl

ClCl

Cl

nº de e- de v 8+7x4= 36 e-

XeF

F F

F

Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d), donde se alojan los pares de e- extras.

SF6

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Estructuras de LewisCarga Formal La carga formal es la diferencia entre el nº de e- de

valencia y el nº de e- asignado en la estructura de Lewis (los e- no compartidos y la mitad de los e- compartidos).

Cf = X – (Y + Z/2) X= nº de e- de valenciaY= nº de e- no compartidosZ= nº de e- compartidos

• La Cf total de la molécula sea más próxima a 0• Las Cf negativas deben estar localizadas sobre los átomos +

electronegativo• Cf del átomo central sea cero

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CIÓN

Cuando sea posible escribir más de una estructura para la misma molécula, la estructura de Lewis más correcta cumplirá:

Reglas de la Carga Formal

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C OH H

H

H

I)- Para C: Cf= 4-(0+8/2)= 0- Para O: Cf= 6-(4+4/2)= 0

II) HH OC

H H

- Para C: Cf= 4-(2+6/2)= -1- Para O: Cf= 6-(2+6/2)= +1

Correcta!

Esto permite explicar algunas de las excepciones a la regla del octeto en los átomos del periodo 3 (o superior), que tienen orbitales 3d en los que alojar más de 8 electrones en su última capa.A continuación están las estructuras correctas para esas moléculas, aplicando las reglas de la carga formal, puedes comprobar que no son las que te saldrían inicialmente

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CIÓN