130380792 estructuras de lewis

8/17/2019 130380792 Estructuras de Lewis

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Estructuras de Lewis

La forma más sencilla de simbolizar la estructura electrónica y el enlace en una moléculacovalente es mediante estructuras de Lewis.

Cada electrón de valencia se representan mediante un punto, o cada par de electronesmediante una línea.

Para dibujar una estructura de Lewis correcta

!. Se dibuja el esqueleto molecular "símbolos de los elementos distribuidos en el papel de acuerdo con la conectividad#

$. Se cuenta el número total de electrones de valencia. "tén%ase en cuenta la posiblecar%a neta de la especie#

&. Se distribuyen los electrones teniendo en cuenta la regla del octete. Los átomosindividuales se combinarán tendiendo a tener completa la 'ltima capa de electrones,es decir a ad(uirir la confi%uración electrónica del %as noble más pró)imo "$

electrones el *idró%eno y + electrones los elementos de la se%unda fila de la tabla periódica#. Para conse%uir (ue se cumpla la re%la puede ser necesario utilizarenlaces m'ltiples.

Por ejemplo, en el metano el carbono contribuye con electrones de valencia y cada*idró%eno con !. Los + electrones rodean al átomo de carbono para dar un octete, y cada*idró%eno comparte un par de electrones, ad(uiriendo la estructura del *elio "%as noble más pró)imo#. -e forma análo%a, en el etano los ! electrones de valencia se distribuyen demanera (ue cada C está rodeado de + electrones y cada *idró%eno de $.

H C

H

H

H

H C

H

H

H

o

metano

H C

H

H

C

H

H

H

H C

H

C

H

o H

H

H

etano

n muc*os casos e)isten electrones no-enlazantes "no compartidos# en la capa devalencia. /n par de electrones no0enlazantes se llama también par libre o solitario. Losátomos de o)í%eno, nitró%eno y los *aló%enos tienen normalmente electrones no0enlazantesen sus compuestos estables. stos pares libres tienen, %eneralmente, importancia en lareactividad de las moléculas. 1recuentemente, los (uímicos or%ánicos dibujan lasestructuras moleculares omitiendo los pares no0enlazantes2 estas no son verdaderasestructuras de Lewis, y debe asumirse el n'mero correcto de electrones no0enlazantes "(ueno se *an representado#.

H C

H

N

H

H

H

H C

H

C

H

O

H

H

H

H C

H

Cl

H

metilamina etanol clorometano

par libre pares libres

pares libres

3l%unos casos en los (ue deben dibujarse enlaces múltiples "dobles o triples# parasatisfacer la re%la del octete se muestran a continuación


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Na

./

%#

0l

%#(

1i

%#.

P

"#"

1

"#(

Cl

#

2

) 'r

#&

3

"#4

Las car%as parciales, δ= y δ0, sobre los átomos de un enlace son reales. Por el contrario, enal%unas estructuras de Lewis, al%uno de los elementos puede poseer cargas formales, (ueno necesariamente tienen (ue corresponder a car%as reales. Las car%as formales ayudan asaber (ué átomos poseen mayor car%a y, también, (ué átomos están car%ados en unamolécula neutra. Para calcular las car%as formales en una estructura de Lewis, debemoscomparar el n'mero de electrones (ue contribuyen a la car%a de cada átomo, con el n'merode electrones de valencia en el átomo libre y neutro. Los electrones (ue contribuyen a lacar%a de un átomo son !# todos los electrones no enlazantes y $# la mitad de los electrones

(ue comparte en enlaces con otros átomos. cara formal 5 5 n6 electrones de valencia - n6 electrones no enla7antes - %8" electrones enla7antes

3l%unas moléculas or%ánicas contienen enlaces iónicos. Por ejemplo, la estructura delcloruro de metilamonio "C6& 46&Cl#, no puede ser representada usando sólo enlacescovalentes, ya (ue esto implicaría (ue el nitró%eno tendría @ enlaces, es decir !< electronesen su capa de valencia. La estructura correcta se representa como un catión metilamoniounido mediante enlace iónico a un anión cloruro.

H C

H

N

H

H

H

H +Cl

-

9COEC;O< 93NCOEC;O<

H C

H

N

H

H

H

H

Cl

3l%unas moléculas pueden ser dibujadas como iónicas o como covalentes. ste es el caso, por ejemplo del metó)ido sódico "4a5C6. n %eneral, cuando *ay una %ran diferencia deelectrone%atividad "$ unidades o más#, los enlaces prefieren dibujarse como iónicos.

H C

H

O

HNa

O:/0 3=N3C09P:EE:3>0<

H C

H

O

H

Na

O:/0 CO?0$EN;E

Estructuras resonantes.

3l%unos compuestos no están bien representados por una sola estructura de Lewis. Cuandose pueden escribir varias estructuras de Lewis correctas, (ue difieren 'nicamente en lacolocación de los electrones, la molécula %eneralmente posee unas propiedades (ue pueden


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n %eneral, una estructura de Lewis es más estable "contribuye en mayor medida a laestructura de la molécula real# cuando cumpla los si%uientes criterios, en orden deimportancia

!. !. posea un mayor n'mero de átomos con la estructura de octete.

$. $. posea el mayor n'mero de enlaces posible.

&. &. posea una distribución de las car%as en consonancia con los valores de laselectrone%atividades.

. . posea la menor separación de car%as posible.

Para dibujar formas resonantes realistas debemos tener en cuenta las si%uientes normas

odas las formas resonantes deben ser estructuras de Lewis válidas.

ntre formas resonantes sólo cambia la posición de los electrones "máscom'nmente se mueven los electrones pertenecientes a pares solitarios y doblesenlaces#. La posición de los átomos y los án%ulos de enlace no pueden variar.

l n'mero de electrones desapareados "si *ay al%uno# debe permanecerconstante. La mayoría de los compuestos estables no tienen electronesdesapareados, y todos los electrones están apareados en las distintas formasresonantes.

Las formas (ue más contribuyen a las estructura son las más estables. n%eneral, las formas importantes tienen octetos completos, el mayor n'mero posiblede enlaces y la menor separación de car%as posible. Las car%as ne%ativas son másestables sobre átomos electrone%ativos.

La estabilización por resonancia es más importante cuando sirve paradeslocalizar una car%a entre dos o más átomos.


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Estructuras de Lewis

$as estructuras de $eAis pueden dibuBarse para todos los elementos @ componentesrepresentativos de una molécula unidos mediante enlaces covalentes#n enlace covalente seproduce cuando dos !tomos comparten electrones#1i los dos !tomos del enlace son iuales o

tienen electronegatividad similarDlos electrones son compartidos por iual entre los dos !tomos @el enlace es considerado no polar #1i los dos !tomos tienen electroneatividad sinificativamentediferenteDlos electrones no son compartidos por iual entre los dos !tomos @ el enlace esconsiderado como polar #En un enlace polarDel elemento m!s electroneativo aduiere una cargaparcial negativaD@ el elemento menos electroneativo aduiere una carga parcial positiva#$ascaras parciales se denotan comFnmente con la letra riea D δD.

$a electronegatividad es la medida de la capacidad de un !tomo para atraer electrones# En latabla periódica la electroneatividad aumenta de i7uierda a derecha en un período#En unrupo aumenta de abaBo a arriba#$a ma@or electroneatividad corresponde al 9#.< @ la menoral r 9<

na regla 9alo tosca< para determinar si un enlace covalente va a ser polar o no polar es comosiue#1i las casillas de la tabla periódica en las ue se encuentran los elementos ue forman elenlace covalente tienen un lado común 9C @ N por eBemplo


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,#*# Colocar el !tomo ue tiende a formar m!s enlaces en el centro#(# Colocar HDD'rDCl en el eIterior#4# na ve7 colocados los !tomos conectarlos mediante enlaces simples)# Colocar los electrones en los !tomos eIteriores para satisfacer la rela del octeto para

cada uno de estos !tomos#.# 1i ha@ electrones disponiblesDaG!danse al !tomo central para ue se cumpla la rela del

octeto#% Crear los enlaces mFltiples 9doble @ triples< necesarios entre los !tomos eIteriores @

centrales para satisfacer la rela del octeto moviendo los electrones no compartidos paraformar pares de enlace#

EBemplo: H!#

0tomoElectrones en capa

eIterior Enlaces a formar

H % %

! , ,

# *

• 1e dibuBa el esueleto con los !tomos conectados por enlaces simples#Puesto ue el C esel ue m!s enlaces reuiere se coloca en el centro#

• 1e aGaden los electrones restantes a los !tomos m!s eIteriores hasta llear a los %& e-

totales# 9No uedan electrones para colocar en el Carbono<

• El Carbono no cumple la rela del octeto 9pero el H @ el N sí


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diferenteDlos electrones no son compartidos por iual entre los dos !tomos @ el enlace esconsiderado como polar #En un enlace polarDel elemento m!s electroneativo aduiere una cargaparcial negativaD@ el elemento menos electroneativo aduiere una carga parcial positiva#$ascaras parciales se denotan comFnmente con la letra riea D δD.

$a electronegatividad es la medida de la capacidad de un !tomo para atraer electrones# En latabla periódica la electroneatividad aumenta de i7uierda a derecha en un período#En unrupo aumenta de abaBo a arriba#$a ma@or electroneatividad corresponde al 9#.< @ la menoral r 9<

na regla 9alo tosca< para determinar si un enlace covalente va a ser polar o no polar es comosiue#1i las casillas de la tabla periódica en las ue se encuentran los elementos ue forman elenlace covalente tienen un lado común 9C @ N por eBemplo


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% Crear los enlaces mFltiples 9doble @ triples< necesarios entre los !tomos eIteriores @centrales para satisfacer la rela del octeto moviendo los electrones no compartidos paraformar pares de enlace#

EBemplo: H!#

0tomo Electrones en capaeIterior

Enlaces a formar

H % %

! , ,

# *

• 1e dibuBa el esueleto con los !tomos conectados por enlaces simples#Puesto ue el C esel ue m!s enlaces reuiere se coloca en el centro#

• 1e aGaden los electrones restantes a los !tomos m!s eIteriores hasta llear a los %& e-

totales# 9No uedan electrones para colocar en el Carbono<

• El Carbono no cumple la rela del octeto 9pero el H @ el N sí


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N6 de electrones en capa eIterior para el C 5 ,%8" electrones de enlace 5 electrones no enla7antes 5 "!*78* %(7M*L 9 " 6 2 6 3 9 6

N6 de electrones en capa eIterior para el C 5 ,%8" electrones de enlace 5 ,electrones no enla7antes 5 &!*78* %(7M*L 9 " 6 " 6 < 9


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Para ue eIista resonancia deben eIistir al menos dos &ormas resonantes que tengan energ)asimilar Dsi no la molécula uedaría perfectamente representada por la de menor enería ue seríala predominante#

Cuanto ma$or sea el número de &ormas resonantes la molécula ser! más estable#

;oda molécula ue sólo posea enlaces simples no tiene &ormas resonantes#$as moléculas conenlaces múltiples pueden tener &ormas resonantes o no#

$a resonancia estabili7a las moléculas e ionesDlo cual puede puede eIplicar diversas tendencias delas reacciones uímicas#>e dichas tendencias se induce lo siuiente:

%#1i un reactivo 9material de partida< est! estabili+ado por resonanciaDlas reacciones uímicasde esta molécula estar!n menos &avorecidas ue en ausencia de resonancia#

"#1i un producto 9material resultante< est! estabili+ado por resonanciaDlas reacciones de las uese obtiene estar!n más &avorecidas#

*cidos $ bases1eFn la teor)a de =ronsted6Lowr$>:

?cido es todo compuesto capa7 de ceder un protón#

=ase es todo compuesto capa7 de aceptar un protón#

1eFn la teor)a de Lewis:

?cido es toda sustancia capa7 de aceptar un par de electrones#

=ase es toda sustancia capa7 de ceder un par de electrones#

0unue la teor)a de Lewis parece diferenteD es coherente con otras teorías#$a teoría de =ronsted6Lowr$ se refiere al ión H+#$a definición de $eAis se refiere a los pares de electrones 9ue conllevanuna cara neativa


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Estructura de $eAis

n s)mbolo de Lewis es un símbolo en el cual los electrones en la capa devalencia de un !tomo o ión simple se representan por puntos puestosalrededor de la letra símbolo del elemento# Cada punto representa unelectrón#

Hidrógeno

Oxígeno

Chloro

Ión Cloruro(Chloride

ion#

n Enlace !ovalente es un enlace uímico formado al compartirse un parde electrones entre dos !tomos#

$a Estructura de Lewis de un compuesto covalente o ión poliatómiconuestra como los electrones de valencia se arrelan 9orani7an< entre los!tomos en la molécula para mostrar la conectividad de los !tomos#

En luar de utili7ar dos puntos para indicar los dos electrons ue hacen un

enlace covlenteD se pone una línea ue sustitu@e a los dos puntos uerepresentan los electrones#


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0baBo se muestra la estructura de $eAis para el aua# >os hidróenos 9HióIido de carbono CO" el carbón 9C< tiene cuatro electrones de valencia I % carbón 5 , e- el oIíeno 9O< tiene seis electrones de valencia I " oIíenos 5 %"

e- Ha@ un total de %( e- para ser puestos en la estructura de $eAis#

$. Conectar el !tomo central a otros !tomos en la molécula con

enlaces sencillos

El carbono es el !tomo centralD los dos oIíenos se enla7an a el @ seaGaden los electrones para llenar el octeto de los !tomos eIteriores#

# Complete la capa de ?alencia de los !tomos eIteriores en lamoléculas

. Pona los electrones faltantes del !tomo central##

No ha@ mas electrones disponibles en este eBemplo

o 1i la capa de ?alencia del !tomo central est! completad# habr! dibuBado una estructura de $eAis aceptable#


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El Carbono se considera con deféicit deelectrones 1olo tiene cuatro electronesalrededor- Esta no es una estructura de$eAis aceptabe#

o

1i la capa de valencia del !tomo central no est!completaD use un par de electrones solitarios del !tomoperiférico para formar un doble enlace entre ese !tomoperiférico @ el !tomo central# Continué este proceso de hacerenlaces mFltiples entre los !tomos eIternos @ el !tomocentralD hasta ue la capa de ?alencia del !tomo central estécompleta.

E tdF

Se vuelve

El átomo central es todavía deficiente en electrones . entonces comparta otro par. Se vuelve

1. veri&ique para estar seguro de -aber utili+ado el número correcto deelectrones en la Estructura de Lewis 1 $ que ningún átomo que nopueda exceder sus electrons de la capa @alencia lo -a$a -ec-o.

$a meBor estructura de $eAis ue puede dibuBarse parael >ióIido de carbono es

Orden de Enlace @ $onitud del Enlace

El orden de enlace es iual al nFmero denlaces entre los !tomos


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$a loniud del enlace es la distancia entre estos dos !tomos# Entrema@or sea el nFmero de electrones entre los dos !tomosD mas cercase posiciona el uno del otro 9!tomo


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Por cada 1l'or, podríamos Nsospec*arN la e)istencia de ! enlace con el ;oro, lo (ue nos *acesospec*ar (ue el ; formará un octeto normal "y no octeto e)pandido, como ocurre en otroscasos#, pues cada enlace debe tener un par de e− , es decir "× $ B + e−, para Β).

3sí n"$# B @+ B <

n" B < G &$ B + BF nJ enlaces B

nJ e G sin compartir B &$ G + B $

:e deben distribuir $ e− como no participantes en enlaces, respetando re%la del octeto y

confi%uraciones particulares de cada átomo.

1inalmente, la estructura de Lewis será como si%ue

s usual definir un parámetro, llamado Car%a 1ormal, (ue permite decidir cuando al%unos de los átomos (ue forman lamolécula (uedarían con e)cesos o defectos electrónicos

Car%a formal C.1.B

3sí, para 1ósforo C.1. ";# B " G G < B G!

1luors C.1. "1# B M G !G O B <

Conclusión l ;oro central tiene una car%a formal G!, (ue corresponde al electrón De)traD(ue re(uiere esta molécula0ion para formar todos sus enlaces.

$# Las especies C5 y 45= son isoelectrónicas. 9epresente las estructuras de Lewis paracada una y establezca las car%as formales.

:oln las moléculas tienen & enlaces DcovalentesD y $ pares de e− no compartidos. Para C5C.1."C# B G!2 C.1."5# B =!. Para 45= C.1."4# B


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9epresente las estructuras de Lewis y las formas resonantes de "4 es átomocentral#.

# 9epulsión de pares electrónicos y %eometría molecular.

l arre%lo %eométrico de los átomos dentro de una molécula se puede conocer utilizando laDteoríaD de repulsión de pares. sta idea es fácil de aplicar a moléculas "y iones# con unátomo central, unido a $ o = átomos diferentes.

a (ue, en la molécula, el átomo central ad(uirirá una confi%uración electrónica con varios pares de electrones, estos tienden a repelerse entre sí, situándose en posiciones lo másalejadas posibles o, mejor dic*o, en una disposición %eométrica (ue minimize la repulsión.

Para estos efectos, se consideran todos pares (ue están en el nivel de valencia del átomocentral, ya sea a(uellos (ue forman enlaces, como a(uellos pares libres. stos 'ltimosayudan a establecer las posiciones de los n'cleos atómicos en la molécula, mientras (ue laforma final relevante depende sólo de las posiciones de los n'cleos.

La DteoríaD de repulsión de pares, no es otra cosa (ue un poco de sentido com'n

aplicado a las fuerzas de repulsión entre electrones.

/na tabla completa de %eometrías moleculares y descripción detallada de los pares deelectrones de valencia para el átomo central es la si%uiente

n( de pares electrónicos Ejemplos

totales de enlace sin compartir *ol+cula o ión

$ $ < lineal 6%Cl$

& & < trian%ular plana ;1&

& $ ! an%ular

< tetraédrica C6

& ! piramide tri%onal 46&

$ $ an%ular 6$5

@ @ < bipirámide tri%onal PCl@

@ ! tetraédrica irre%ular


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@ & $ forma Cl1&

@ $ & lineal Qe1$

O O < octaédrica :1O

O @ ! pirámide cuadrada 81@

O $ cuadrada plana Qe1

jemplo Qe1$ y . ncuentre las %eometrías moleculares, considerando (ue cada*aló%eno aporta ! e− al nivel de valencia del átomo central "si no fuese así, no se podríae)plicar (ue el nJ total de pares de e

− sea @, es decir, un Docteto e)pandidoD, ver abla#.

/na forma sencilla de operar es sumando el nJ de e− de valencia del átomo central "3#, más

los electrones aportados por los *aló%enos li%andos "Q# y un factor de ajuste por la car%adel ión resultante. sto permite establecer el nJ total de pares de e− (ue realmente tendría elátomo central

Por cierto cada *aló%eno li%ando, entre%a ! e− y forma un enlace efectivo, por lo (ue el nJde enlaces coincide con Q y nJ de pares de e− libres "no formando enlaces# es simplemente

7eamos

. "los e− de valencia son los con n B @#

molécula pares de e−

3 Q car%a total enlace libres


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!K$ "3=Q0car%a# Q !K$ "30Q0car%a#

Qe1$ + $ < @ $ &

M 0! O $

Comparando con la abla, vemos (ue Qe1$ debe ser una molécula lineal, mientras (ue

una molécula cuadrada plana

4ota ste es(uema funciona para moléculas (ue ten%an enlaces simples "no enlacesdobles ni triples#. n %eneral, se debe establecer primero la estructura de Lewis,

determinando (ue tipo de octeto "normal, e)pandido o deficitario# le corresponde al átomocentral. 3 partir de esa información, es posible predecir la %eometría

@# scriba las estructuras de Lewis y predi%a las formas %eométricas de "a# Cl$52 "b#5PCl&y c# ;1&.

:oln "a# an%ular2 "b# tetraédrica "distorsionada, pues no todos los li%andos son i%uales#2"c# trian%ular plana.

O# /tilice la teoría de repulsión de pares, para predecir la forma %eométrica de "a# 2

"b# 2 "c# Qe12 "d# "si%a un es(uema similar al del ejemplo#.


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M# 6$5 es una molécula an%ular "án%ulo 60506 ≈ !o ejercicio de ál%ebra. Como dic*os orbitales moleculares"5.A.# se forman por combinación lineal de los orbitales atómicos D!sD de cada 6idró%eno,tendremos "para el caso de σ y de σ∗ #

2 "!#

con "$#

las constantes de normalización N y N' resultan de aplicar la condición ,sobre la función de onda molecular.

:abemos (ue la ener%ía de un estado "definido por su función de onda# se puede establecera través de un valor medio o de esperanza

"

donde el 6amiltoniano del problema, ya fue establecido en clase

"#

A y B indican los centros nucleares "*idró%enos# respectivos. 7eamos el primer caso "a(uíviene el ál%ebra#


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"@#

en el 'ltimo término, el factor $ se debe a (ue, en realidad se producen $ inte%rales concentros "3# y ";# cambiados2 sin embar%o, por simetría del problema "centros 3 y ;i%uales#, ambas son idénticas. 3nalizando cada término

"O#

ya (ue "ver átomo *idro%enoide#

por otra parte

"M#

"+#

"I#

"!


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"!!#

todas las inte%rales "M#, "+#, "I#, "!


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los $ orbitales moleculares formados sedenominan σs "si%ma enlazante# y σsR"si%ma antienlazante#, debido a lama%nitud de sus ener%ías características.

l 'nico electrón "perteneciente a 6#, preferirá siempre alojarse en el orbitalenlazante, ya (ue así la ener%ía total delsistema se minimiza y será laconfi%uración electrónica = estable paraeste sistema.

I# -ecida, construyendo sus 5.A., si las moléculas de e)isten.

":oln. no, si, no y no. criterio en el primer y 'ltimos casos, nJ de enlace B


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tienen sentido, ya (ue el carbono central es del $J período "n B $# y no *ay posibilidad de*ibridar 5.3. $s, $p y &d "los Dd D más cercanos#, ya (ue estos 'ltimos están a ener%ías muysuperiores

l carbono *ibridado podrá presentar $ confi%uraciones, se%'n cual de los 5.3. tipo $p esel (ue participa en la *ibridación

La primera forma de *ibridación sólo tiene posibilidad de formar un enlace, por lo (ue nosirve, en cambio la se%unda forma, a pesar (ue su confi%uración tiene mayor ener%ía total,

podrá formar el es(ueleto molecular del C5$.

5bservaciones

• Por razones de simetría "σ# de los orbitales atómicos, los dos *íbridos "sp# tenderána formar enlace con los 5.3. DpzD de cada o)í%eno, (ue están ocupados con un soloelectrón.

• :e %eneran 5.A. σ : (2 σ, enlazantes, y 2σ∗, antienlazantes).• 3dicionalmente, restan $ 5.3. D$pD semillenos en el carbono y un total de 5.3.

D$pD de los $ o)í%enos. odos tienen simetría π.

• /n 5.3. D$pD "π# de carbono puede combinarse con ! 5.3. D$pD "π# del o)í%eno,

produciendo la pareja de 5.A. π−πR esperada.

• Los $ 5.3. D$pD "π# de o)í%eno, completamente ocupados, (ue no se utilizaron en

la creación de los 5.A. π−πR, se mantienen inalterados y en la molécula se

identifica como πn "no enlazantes#.


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4ota /na forma complementaria con la cual podríamos comenzar a estudiar el problemaes con Lewis. n efecto, como C !s$ $s$ $p$ y 5 !s$ $s$ $p, entonces

n"!# B = $O B !O

n"$# B &+ B $

n" B $ G !O B + BF nJ enlaces B

nJ e G sin compartir B !O G + B +

colocando C como central (ueda 5 B C B 5 y cada o)í%eno con $ pares de e G sincompartir. La deducción del nJ de enlaces es una Dbuena pistaD para empezar el estudio dela *ibridación "(ue ya vimos (ue predice enlaces para C5$#.

! -etermine el estado de *ibridación del átomo "subrayado# en cada una de las si%uientesmoléculas a# 6%Cl$, b# 3l8&, c# P1&. -escriba el proceso de *ibridación y determine la%eometría de la molécula en cada caso.

!# -escriba el estado de *ibridación del fósforo en el pentabromuro de fósforo P;r @"Puede tomar información del problema $. 6á%alo tomando el cuadro de *ibridaciones del

apunte#.

!@# Para la cadena lineal 6O, escriba las e)presiones de las O funciones de onda moleculares(ue producirá la combinación lineal de los O 5.3. "tipo !s# de los átomos de partida.3demás, predi%a el orden relativo de las ener%ías de los O estados resultantes.

!O# studie las propiedades de conductividad eléctrica de cristales de i# 1, ii# Cu, iii# 3r.

-ibuje la estructura de bandas en cada caso.

9esulta evidente (ue el %rado de polaridad p"ii# aparecee)a%eradamente elevado "aparece mayor (ue el correspondiente alenlace 605#. Considerando (ue la diferencia de electrone%atividadentre 6 y : no debe ser muy alta, es plausible aceptar p"i#, lo (ueimplica (ue el dipolo molecular sr *alla orientado *acia el :. Porsimple analo%ía con 46& y P6& , aceptamos también p"i# B


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como valor apropiado para en enlace 3s06 "dipolo molecular orientado*acia el 3s #.

s ló%ico asumir (ue la diferencia de electrone%atividad entre 4 e 6debe ser i%ual a la e)istente entre 6 y : "enlaces de polaridad

semejante#. -el mismo modo, la diferencia entre 5 e 6 debe ser muy parecida a la e)istente entre 6 y 3s. n la tabla $ se propone unaescala de electrone%atividades basada en las polaridades de enlace.

abla $ lectrone%atividades propuestas "scala tipo Paulin%#

1 5 Cl ;r 8 4 6 : P 3s

&.M &.$ &.< $.+ $.O $.@ $. $.& $.< !.M

Las polaridades calculadas anteriormente varían casi linealmente con

las diferencias de electrone%atividades, de acuerdo a

$M#

en donde es la diferencia de electrone%atividades " en valorabsoluto #.

Los momentos dipolares de enlace dependen, entre otras cosas, delán%ulo de enlace e)istente en la molécula. 4o son, por lo tanto,transferibles de un sistema molecular a otro. Podemos aceptar, como*ipótesis plausible, (ue el %rado de polaridad de un enlace esindependiente de la ar(uitectura molecular, debiendo presentar, porconsi%uiente, cierto %rado de transferibilidad de una molécula a otra.

*omentos dipolares de enlace en !aluros de !idrógeno.

n estos compuestos e)iste un solo li%ando " el 6 #. Los datos

e)perimentales disponibles son el momento molecular y lalon%itud de enlace " 9


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l átomo central Q presenta cuatro *íbridos, uno de los cuales contieneun electrón y forma parte del enlace con el 62 los restantes son pareslibres, con propiedades direccionales definidas " Fig.9#

l momento dipolar de enlace es la diferencia entre el momentomolecular e)perimental y la resultante entre los dipolos atómicos delos pares libres

-e acuerdo a $+#, tenemos entonces

"$I#

l dipolo atómico de cada par es

" ver c. $! #

La resultante entre los tres , con án%ulo entre

sí , resulta ser

Por otra parte

es diferente de , ya (ue, en el *íbrido de enlace, Q

aporta solamente un electrón, lo (ue implica un valor diferente para el parámetro " tabla ! #. Como %e B ! G & % p, tenemos

9eemplazando en $I# , y después de una breve ál%ebra, obtenemos


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finalmente

"&


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$# ,/l #

entonces

% p B

lue%o

% p B


30/98

lue%o

W B % p B


31/98

4< titanio !.@

44 aluminio !.O!

45 manganeso !.@@

4) cinc !.O@

46 niquel !.I!

47 esta=o !.+

48 plomo !.+M

49 cobre !.II

4: plata !.I&

4; paladio $.$

5< platino $.$+

54 oro $.@

la electronegatividad es la tendencia o capacidad de un átomo, en una molécula, para atraer hacia sílos electrones. Ni las definiciones cuantitativas ni las escalas de electronegatividad se basan en ladistribución electrónica, sino en propiedades que se supone reflejan la electronegatividad.

La electronegatividad de un elemento depende de su estado de oxidación , por lo tanto, no es unapropiedad atómica invariable. !sto significa que un mismo elemento puede presentar distintaselectronegatividades dependiendiendo del tipo de molécula en la que se encuentre, por ejemplo, lacapacidad para atraer los electrones de un orbital híbrido spn en un átomo de carbono enla"ado conun átomo de hidrógeno, aumenta en consonancia con el porcentaje de carácter s en el orbital, seg#n

la serie etano $ etileno%eteno& $ acetileno%etino&.

La escala de 'auling se basa en la diferencia entre la energía del enlace ()* en el compuesto (*n lamedia de las energías de los enlaces homopolares ()( *)*.

+. . -ullien propuso que la electronegatividad de un elemento puede determinarse promediando laener%ía de ionización de sus electrones de valencia la afinidad electrónica. !sta aproximación concuerda conla definición original de 'auling da electronegatividades de orbitales no electronegatividadesatómicas invariables.

!. /. +ocho0 (. L. (llred definieron la electronegatividad como la fuer"a de atracción entre unn#cleo un electrón de un átomo enla"ado.

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6ot newsU Claims for elements 44) 2ununtrium3 and 447 2ununpentium3 were made in1ebruary $


32/98

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!. :eleccionar el átomo central alrededor del cual se colocanlos átomos más electrone%ativos

jemplos

http://www.scientificamerican.com/http://www.ala.org/rusa/mars/best2001.htmlhttp://www.ala.org/rusa/mars/best2001.htmlhttp://www.isinet.com/cwcdl/redir.htmlhttp://www.britannica.com/http://www.webelements.com/webelements/support/text/admin/awards.htmlhttp://www.webelements.com/webelements/support/text/admin/awards.htmlhttp://www.scientificamerican.com/http://www.ala.org/rusa/mars/best2001.htmlhttp://www.isinet.com/cwcdl/redir.htmlhttp://www.britannica.com/http://www.webelements.com/webelements/support/text/admin/awards.html


34/98

:in embar%o, podemos tener un átomo central alrededordel cual colocamos átomos de 6.

jemplos


35/98

$. Aoléculas con fórmulas simétricas usualmente tienenestructuras simétricas

jemplos

&. Cuando la molécula es un o)oácido el o)í%eno estáenlazado a un átomo central con uno o más átomos de 6

enlazados a los átomos de o)í%eno. jemplos

. -e varias fórmulas estructurales, se prefiere la (ue tienelos átomos con el n'mero usual de enlaces covalentes "+ 0

n'm. %rupo#.

jemplo


36/98

;. /na vez se esco%e un es(ueleto, se completa la fórmulade Lewis del si%uiente modo

jemplos

!. Calcular el n'mero total de electrones de valencia.

6$5 $"!# = O B + electrones

4Cl& @ = &"M# B $O e0

:5$0 O = "O# =$ B &$ e0

C6&= =&"!# 0 ! B O e0

:1 O = "M# B & e0

C$Cl $"# = "M# B &O e0

$. scribir el es(ueleto conectando los átomos con pares deelectrones o líneas.


37/98

&. -istribuir los electrones en los átomos (ue rodean alátomo central para satisfacer el octeto.


38/98

. Colocar los electrones restantes alrededor del átomo

central. :i le faltan electrones para completar su octeto alátomo central, se pueden formar enlaces dobles o triples.

C. /na vez se termina la distribución de los electrones devalencia se debe determinar y asi%nar car%a formal a cadaátomo. La car%a formal es la car%a *ipotética (ue se obtieneal asi%nar los electrones de valencia del modo (ue si%ue


39/98

!. un electrón de cada enlace a cada átomo,$. ambos electrones solitarios se asi%nan al átomo (ue pertenecen.

La car%a formal es i%ual al n'mero de electrones de valenciamenos los electrones asi%nados de este modo.

Cuando la car%a formal es cero no se escribe. La suma de lascar%as formales de los átomos de una especie es i%ual a lacar%a de ésta.

jemplos

Car%a 1ormal de 5 B O 0 "!=O# B 0!Car%a 1ormal de : B O 0 B =$

Car%a 1ormal de 6 B ! 0 ! B <Car%a 1ormal de 5 "enlace sencillo# B O 0 "$ = # B <Car%a 1ormal de 5 "enlace doble# B O 0 "$ = # B <Car%a 1ormal de 4 B @ 0 "& = $# B


40/98

Car%a 1ormal de 6 B ! 0 ! B <Car%a 1ormal de 4 B @ 0 B =!Car%a 1ormal de 5 "enlace doble# B O 0 "$ = # B <

Car%a 1ormal de 5 "enlace sencillo# B O 0 "!= O#B 0!Car%a 1ormal de C B 0 B <

9e%resar al indice

&roblemas de &rctica _______________________________

scribir la fórmula de Lewis para cada uno de los si%uientescompuestos o iones

!. PCl&

$. 645&

&. C5&$0

http://www.cnnet.clu.edu/quim/Q_3451/modulo1/modulo1c_files/lewis.html#topehttp://www.cnnet.clu.edu/quim/Q_3451/modulo1/modulo1c_files/lewis.html#tope


41/98

. 3lCl&

@. C5Cl$

O. C6&56

M. C6Cl&

+. :i"C6&Cl

I. 6C4

!


42/98

con pares de electrones solitarios o enlaces m'ltiples. sdecir, describe larealidad electrónica de la molécula o ión. La diferencia en

estas representaciones está en el movimiento "o en la posición# de los electrones, 4/4C3 - 35A5:.

Las estructuras de resonancia nos dan una representaciónmásclara de las densidades electrónicas de los átomos presentesen lamolécula o ión. ambién ofrece información sobre la

lon%itud del enlace. s importante recordar (ue lareactividad (uímica de los compuestos(uímicos dependen de la distribución electrónica y de laestabilidad dela molécula o ión.

omemos por ejemplo, en el ión carbonato "C5&$0# seencuentra e)perimentalmente (ue todos los enlaces C05

tienen una lon%itud deenlace idéntica. :in embar%o, al representar la estructura de

Lewisencontramos (ue posee un doble enlace CB5 y dos enlaces

sencillos"C05#.

videntemente, en esta representación los enlaces cono)í%enosen C05 y CB5 son diferentes y, por lo tanto, la


43/98

representación no es real. Considerando otras posiblesestructuras de Lewis, obtenemos otras dosE K154F

Lo mismo (ue *emos discutido para la primerarepresentaciónocurrirá para estas dos. 7eamos (ue pasa si comparamos lastres

representaciones.

n realidad, difieren en la posición del doble enlace, esdecir, enla posición de los electrones. Podríamos visualizar estemovimiento deelectrones de la si%uiente manera


44/98

sta flec*a implica el movimiento de un par electrones.

:in embar%o, ésta implica el movimiento de un electrón.

Por otra parte, ésta implica (ue entre las estructurase)isteuna relación de estructuras de resonancia.

s decir, la representación real no es nin%una de ellas sinotodas Por lo tanto, puede representarse como un *íbrido deresonancia endonde los electrones están deslocalizados a través de los

átomos delión o de la molécula.

l *íbrido de resonancia sirve para representar (ue laestructurareal de cual(uier molécula o ión es más estable (ue cual(uierestructura de resonancia de la molécula o ión .

Cuando dos o más estructuras de resonancia son idénticas, lamolécula o ión real será más estable (ue cuando todas sondiferentes.s importante establecer (ue mientras más estructuras deresonancia


45/98

estables ten%a una molécula o ión, mayor será su estabilidadaun(ue no todas estas estructuras contribuyen de i%ual formaa la estructura real.

n el caso de (ue *aya varias estructuras de resonancia, notodas contribuyen de i%ual forma, la aportación de cada unade éstas ala estructura real será mayor o menor dependiendo de laestabilidad dela estructura de resonancia. Aientras más estable sea laestructura,

mayor será su aportación al *íbrido.7eamos los criterios (ue deben ser considerados para decidir

sobre la estabilidad relativa de las estructuras de resonancia

!. structuras en (ue todos los átomos completan su octeto,aportan más " y debe ser el criterio más importante# al

*íbridoresonante.

$. Aientras mayor es el n'mero de átomos con car%a formaldiferente de cero más inestable es la estructura.

&. :i e)isten car%as en las estructuras, los átomos máselectrone%ativos llevan preferentemente la car%a ne%ativa.

. structura en donde *aya la menor separación de car%a,contribuyen más.

n los casos de las estructuras de resonancia distintas, laaportación de cada una varía de acuerdo a su estabilidad.


46/98

jemplos

La estructura de la derec*a es inestable por(ue *ayseparación de car%a entre dos átomos idénticos, y ádemas

uno de éstos no cumple con el octeto.

La estructura de la derec*a es más estable, por(ue la car%ane%ativa cae sobre el átomo más electrone%ativo.

Las dos estructuras tienen la misma estabilidad. La moléculareal es más estable por(ue posee dos estructuras deresonancia (ue son idénticas.

n la estructura de la derec*a es más estable por(ue elo)í%enolleva la car%a ne%ativa.


47/98

Aientras más estructuras de resonancia estables e)istan másestable será la molécula o ión real. 3 mayor n'mero deestructuras de

resonancia, mayor será la deslocalización de electrones y, por ende,mayor estabilidad. -ebe (uedar establecido (ue nunca semuevenátomos, sólo se mueven electrones.

7eamos como debemos escribir las estructuras deresonancia

!. -ibujar una representación de la estructura de Lewis.

$. -e e)istir una car%a formal diferente de cero, asi%nar lacar%ane%ativa al átomo más electrone%ativo.

&. Aantener la menor separación de car%as.

studiemos cómo representar estructuras de resonancia enlos si%uientes casos

Caso 3 structuras de resonancia de un ión "=#

Caso ; structuras de resonancia de un ión "0#

Caso C structuras de resonancia de moléculas sin car%a


48/98

3*ora, veamos en detalle cada uno de estos casos

Caso 3 structuras de 9esonancia de un ión positivo

l par de electrones comprendidos en el enlace doble semueve de modo (ue uno de estos ocupe el orbital p vacío.9ecuerde (ue lo (ue se mueven son los electrones, por lotanto, la flec*a debe ir de los electrones compartidos en elenlace *acia donde está el orbital p vacío.

5bserve (ue la 'ltima estructura (ue aparece es la (ue máscontribuye por(ue todos sus átomos completan su octeto.

La representación del *íbrido de resonancia sería

Caso ; structuras de resonancia de un ión ne%ativo


49/98

n estas estructuras siempre comenzamos moviendo el par

de electrones (ue está en e)ceso. 3(uellas estructuras endonde la car%a ne%ativa recae sobre los átomos máselectrone%ativos será más estable. 4ote (ue *ay otraestructura de resonancia.

stas estructuras no contribuyen tanto por(ue la car%ane%ativa vuelve a recaer sobre el carbono. La estructura (ue*ace mayor contribución es la (ue tiene la car%a ne%ativa enel o)í%eno.

Caso C structuras de resonancia de moléculas sin car%a

3 pesar de (ue estas estructuras son consideradas comoestructuras de resonancia, sólo la primera *ace una

contribución si%nificativa por(ue es la 'nica en donde todoslos átomos completan su octeto.

s importante entender claramente (ue a pesar de (ue secrean car%as en estas estructuras de resonancia, la car%a neta"la suma al%ebraica de las car%as# es cero.


50/98

&roblemas de &rctica

______________________________

3 continuación se presentan varias estructuras de moléculaso iones. /tilizando una *oja de papel trabaje todas lasestructuras de resonancia (ue sean posibles, lue%o seleccionela de mayor contribución y finalmente ordene de maneraascendente "de menor a mayor# de acuerdo a su estabilidad.

!.

$.

&.


51/98

.

@.

O. C5& $0

M.


52/98

+. 645&

I.

!

scribe el símbolo atómico

Considera (ue cada lado es una caja (ue puedetener *asta $ e0

Cuenta los electrones de valencia del elemento

Llena cada caja pero no *a%as pares a menos(ue no ten%as de otra.


53/98

!

jemplo

l o)i%eno tiene + e0

y O de ellos son devalencia.

3l ponerlos en las cajitas

O

:e tiene (ue tomar una decisión


54/98

O

6asta (ue obtenemos el símbolo de Lewis parael ?.

O


55/98

&rincipio del documento

S"mbolos de Lewis

Los iones y la regla del octeto

F/omo se forman los iones#

Los iones simples son tomos que !an

perdido o ganado electrones para satisfacer

la regla del octeto.

Se formarn basndose en lo que requiera la

menor ganancia o p+rdida de electrones para

completar el octeto.

Ejemplo#

'a 'aG G e- rupo 0$

/l G e- /l- rupo H00$

AamaBo de los iones

El tamaBo de un ion depende de>

Car%a nuclear

4'mero de electrones

ipo de orbitales de valencia

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56/98

!ationes

:e forman al despojar a un átomo de uno o máselectrones

ienen desocupados los subniveles máse)ternos y tienen menor repulsión

interelectrónica en el sub0nivel más e)ternoEsto sinifica ue los cationes sonmenores ue los !tomos de los ueproceden


57/98

*niones

:e forman al a>adir uno o más electrones devalencia

ienen llenos los subniveles más e)ternos

ienen mayor repulsión interelectrónica en elsub0nivel e)terior

sto si%nifica (ue los aniones son mayores (uelos átomos de los (ue proceden

Para los iones de la misma cara 9poreBemplo en la misma familia< el tamaGocrece al baBar en la familiaD al aumentar elnFmero cu!ntico principal los tamaGos del!tomo @ su ion crecen


58/98

!arga nuclear

LCómo afecta la cara nuclear al tamaGo del ionMConsidérense los siuientes iones:

ion electrones protones

O"-

%& )- %& .Na+ %& %%/"+ %& %" 0l+ %& %

Cada ion

iene el mismo n'mero de electrones "!


59/98

El oIíeno @ el flFor preceden al neón @son no-metalesD el sodioD el manesio @ elaluminio est!n después ue el neón @ sonmetales#

Cropiedades de las sustancias iónicas>

n %eneral son (uebradizos

ienen puntos de ebullición muy altos

:e or%anizan en una malla ordenada de átomos"iones# pueden cortarse a lo lar%o de una línearecta

$as fuer7as electrost!ticas orani7an losiones en un arrelo ríido tridimensionalbien ordenado

Por eBemplo tenemos al N":


60/98

>ebido a ue el nitróeno tiene * electrones de

valenciaD cada !tomo de N reuiere compartir pares para obtener su octeto# Nótese entoncesD uedebido a lo anteriorD el N" tiene ciertas propiedadesmu@ importantes:

l 4$ bastante inerte, debido al triple enlace entrelos dos nitró%enos, pues este es más fuerte (ue unodoble y todavía más (ue uno sencillo

La distancia de enlace 4 0 4 en 4$ es de !.!<

"sumamente corta#

Para mostrar claramente lo anteriorDpresentamos las distancias de varioscompuestos con nitróeno en función del tipode enlace:

404 !.M

4B4 !.$

4≡ 4 !.!


61/98

#omenclatura>

,ay un conjunto de reglas para nombrar a los

compuestos covalentes#

Se nombra a los elementos en el orden inversoal que aparecen en la fórmula

Se emplean prefijos para indicar cuantos

tomos !ay de cada elemento mono=1, di=2,

tri=3, tetra=4 etc.

Se emplea la terminación uro o ido para el

último elemento de la lista.

Ejemplos#

'5?7 &entóCido de dinitrógeno

/?. *onóCido de carbono

/?5 DióCido de carbono

Si?5 DióCido de silicio

0/l) 1ricloruro de yodo

&5?7 &entóCido de difosforo

//l6 1etracloruro de carbono

Las estructuras de Lewis nos ayudan a#

/onocer el número de enlaces y si !ay o no

enlaces múltiples.

Determinar la estructura y la geometr"a

molecular

ECplicar la eCistencia de iones poliatómicos

Ejemplos de enlaces sencillos#


62/98

H2

CH4 H C H H

H

F F F


El enlace covalente

Estructuras de Lewis:

7eglas para obtener las estructuras de Lewis

&aso 4# Elabora un boceto que presente todoslos tomos del compuesto el menos

electronegativo ocupar la posición central

2eCcepto ,3

&aso 5# Determina el número de e-valencia total T

&aso )# Ine los tomos usando una l"nea por

cada 5 electrones y cuenta el número de

enlaces. EE=2n

&aso 6# J+stale al número total de electrones el

número de electrones enlazantes EE este ser

el número de electrones no enlazantes EN=T-

EE

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63/98

&aso 7# /ompleta los octetos 2eCcepto ,3

recuerda que todos los electrones deben

aparearse.

Si el tomo central no pertenece a las familias

0$ 243 0% 2443 o 00$ 253 y tiene menos de :

electrones toma electrones de los tomos

eCteriores 2eCcepto si son !alógenos3 para

acercarte lo ms posible al octeto !aciendo

enlaces múltiples cuando se ofrezca

La carga formal de cada tomo se obtiene

contando el número de electrones que le

pertenecen a ese tomo en la mol+cula

2recuerda que a cada enlace solo le toca 4electrón3 y r+stalo del número de electrones que

tiene en estado neutro.

En el caso de tomos con número atómico

mayor a 4


64/98


Estructuras de Lewis#

!arga &ormal>

En alunos casos podemos dibuBar variasestructuras de $eAis diferentes todas las cualessatisfacen la rela del octeto para un compuestoLCu!l ser! la estructura m!s ra7onableM

n método para discernir esto consiste en tabularlos electrones de valencia alrededor de cada !tomo

en una estructura de $eAis para determinar la caraformal de cada !tomo# $a cara formal es la caraue tendría un !tomo en la molécula siconsider!ramos ue cada !tomo tuviese la mismaelectroneatividad en el compuesto#

Para calcular la cara formalD se asinan loselectrones al !tomo ue le corresponden como seindica a continuación:

Los electrones (ue no están compartidos seasi%nan al átomo en el (ue se encuentran

Los electrones compartidos se dividen entre losátomos (ue los comparten a partes i%uales

l n'mero de electrones de valencia asi%nados enla estructura de Lewis se compara con el n'merode electrones esperados en el átomo aislado

$a carga &ormal será igual al número deelectrones de valencia en el átomo aisladomenos el numero de electrones devalencia asignados en la estructura deLewis#

http://eros.pquim.unam.mx/~moreno/cap04a.htm#_top%23_tophttp://eros.pquim.unam.mx/~moreno/cap04a.htm#_Estructuras_de_Lewis:%23_Estructuras_de_Lewis:http://eros.pquim.unam.mx/~moreno/cap04a.htm#_top%23_tophttp://eros.pquim.unam.mx/~moreno/cap04a.htm#_Estructuras_de_Lewis:%23_Estructuras_de_Lewis:


65/98

El Dióxido de carbono !(3

El Carbono tiene , electrones de valenciaD cadaoIíeno tiene ( electrones de valenciaD por tanto ennuestra estructura de $eAis del CO" tendremos %(e-:

na manera de escribir la estructura es:

Otra manera es:

0mbas estructuras cumplen con la rela del octetopara todos sus !tomos LPero @ las caras formalesM


66/98

LPero cu!l es la es la estructura correctaM EneneralD si es posible dibuBar varias estructurasD lam!s estable ser! auella donde:

Las car%as formales sean las menores

:i *ay car%a ne%ativa, debe encontrarse en elátomo más electrone%ativo

En el eBemploD la seunda estructura es la

ue tiene las caras formales menores 9esdecir & en todos los !tomos


67/98

Como el o)í%eno es más electrone%ativo (ue elcarbono, esta situación es muy improbable.

Es importante recordar ue las carasformales no representan las caras reales delos !tomosD las caras reales se determinanempleando las electroneatividades de sus!tomos#



7esonancia>

En el S?5 se obtienen dos estructuras equivalentes#

&aso 4#

SO O

&aso 5# 5 ? K 45 e- 4 S 8 e- total 4: e-valencia

&aso )# Las dos cumplen con la regla las dos tienen el

mismo número y tipo de enlaces

O S O O S O

F/ul est bienN ML$S D?SA En realidad se pasan de

una a otra dando como resultado un promedio de 4.7

enlaces por cada S-?



68/98

O S O O S O

O S O

$a estructura de $eAis del o7ono 9O<

!. %# 1uma de los electrones de valencia 5

9,x2< 5 / $. "# Conectividades:

&. # Completamos los octetos de los !tomos

unidos al !tomo central:

. ,# Ponemos los electrones restantes en el!tomo central 9/6, 9 3


69/98

@. *# LCompletamos el octeto del !tomocentralM

45, apenas lle%amos a O electrones

3>adimos un enlace m'ltiple "primero uno doble# para ver si a*ora si se completa el octeto

!. (#

LCompletamos el octeto del!tomo centralM

:8, Tya %anamosU

Pareciera (ue el ozono tiene un enlace sencillo yuno doble

1in embaroD ha@ varios hechos ue seconocen acerca de la estructura del o7ono

La lon%itud de los enlaces entre el átomo central ylos otros o)í%enos, son idénticas

speraríamos (ue si uno de los enlaces es doble yel otro sencillo, el primero fuese más corto (ue else%undo


70/98

Como todos los átomos son idénticos, `por (ueele%imos el de la derec*a para (ue tuviese unenlace sencillo y no el otro

Como podemos constatar ambas estructurasson euivalentes eIcepto por el luar en uese encuentra el doble enlace

$as estructuras de $eAis euivalentesD sellaman estructuras resonantes o formasresonantes

>e esta maneraD la forma correcta dedescribir al o7ono por medio de lasestructuras de $eAisD ser!:

Esto indica ue el o7ono se describe como unpromedio de dos estructuras de $eAis 9esdecir sus formas resonantes<

$os puntos importantes ue debemos

recordar acerca de las formas resonantesson:

La molécula no está oscilando entre dos formasdiferentes


71/98


72/98

$. "# Escribimos la conectividad:

&. # 0reamos electrones paracompletar los octetos de cada !tomo unidoal central:

. ,# Ponemos los electronessobrantes en el !tomo central 9",-", 5 &


73/98

O. O. 45, tiene O electronesM. M. 3>adimos enlaces m'ltiples,

primero intentamos con un enlace doble yvemos si el átomo central completa su octeto

+. +. `Completamos el octeto del átomocentral

I. I. :8!


74/98

/rea "C6 4$5# rifluoruro de boro

3moniaco

H "

H

C

O

"

H

H # $

#

#

" H

H

H

La resonancia

O"

O

O%

O

"O O

%

O"

O

O

%



E$cepciones en la regla del octeto

Existen tres maneras en las que la regla delocteto puede romperse>

!. %# $as moléculas tienen un nFmeroimpar de electrones

$. "# $as moléculas en las cuales un!tomo tiene deficiencia de electrones

&. # /oléculas en ue un !tomo tiene

m!s de ocho electrones#úmero impar de electrones

>ibuBa la estructura de $eAis del óIido nitroso 9NO


75/98

$. "# Conectividad:

&. # Octeto del elemento con ma@orc:

. ,# $os electrones sobrantes van alotro 9%% - ) 5


76/98

/na reacción

&& '(')"H* O+ "O H+O,--- C

.t

" O,,e%O" /



Las moléculas en las cuales un átomo tiene de&iciencia deelectrones

La mayoría de estos compuestos son de ; y ;e

>ibuBa la estructura de $eAis del trifluoruro de boro9'


77/98

,# 0Gadimos los electrones sobrantes al!tomo central 9", -" , 5 &adimos enlaces m'ltiples para ver si el átomocentral completa su octeto


78/98

(# Completamos el octeto del 'oro 9@tendríamos tres estructuras resonantes<

1in embaro###n esta estructura el átomo de 1 comparteelectrones adicionales con el ;.

s decir, el átomo de 1 debería tener una car%a parcial positiva y el átomo de ; una car%a parcial ne%ativa, esto es claramente inco*erentesi consideramos las electrone%atividades deambos átomos.

ntonces parece (ue la estructura del ;1&, con puros enlaces sencillos y O electrones devalencia alrededor del ; es la estructura más

probable.

?ale la pena notar ue el ' reaccionafuertemente con auellos compuestos uetienen un par electrónico no compartido elcual puede usarlo para formar un enlace

con el ':


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Los compuestos de coordinación>

l trifluoruro de boro ;1& l amoniaco 46&

'*#$ # $

#

#

0acío

" H*' H "

H

H

/n compuesto de coordinación 1&;46&

H

" H

H

#

# $

#

H

" H

H#

$#

#

'



Más de oc-o electrones en un átomo"este es el ejemplo más com'n de e)cepción a la re%la del octeto#

El PCl* es un compuesto ue eIisteD entanto ue el NCl* no eIiste#



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$as capas de valencia eIpandidas 9m!s deocho electrones< se observa Fnicamente enauellos elementos ue est!n en el periodo @ posteriores 9o sea n 5 <

Pues la re%la del octeto está basada en lassubcapas disponibles ns y np para los electronesde valencia "$ electrones en los orbitales s y Oen los orbitales p#

3l entrar al periodo & o sea cuando el n'merocuántico principal vale & empieza a *aberorbitales d disponibles "l B $#

El diarama de orbitales de la capa devalencia del P es:

$os elementos del tercer periodo a vecesrompen la rela del octeto eIcediéndola @para ello emplean sus orbitales d

n factor de importancia es el tamaGo:


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ntre mayor sea el átomo central mayor será elnumero de electrones (ue lo pueden rodear

Las capas de valencia e)pandidas ocurren lamayoría de las veces cuando el átomo central seencuentra unido a átomos pe(ue>os y muyelectrone%ativos tales como 1, Cl y 5.

>ibuBa la estructura de $eAis del 3Cl,-

!. %# 1umamos los electrones devalencia: 4+ 9, 4< + % 5 ( electrones

$. "# Conectividades:

!. # Poner electrones en los !tomosterminales:

&. ,# 0Gadimos los electronessobrantes al !tomo central 9( - " 5 ,


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$. *# El ion 3Cl,- tiene %" electrones devalencia alrededor del 3 9los cuales est!nen los orbitales %d <

En resumen tenemos que la regla del octeto falla en tres casos

/uando el número de electrones es impar

2'?53 Mme faltan electronesA

/uando un elemento tiene deficiencia de

electrones Mme siguen faltando electronesA

/uando un elemento es del tercer periodo o

superior Mme sobran electronesA

¿Y entonces que, a no sirve!

"N#$, si sirve.


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't 49 )5 56 )5

$rregl

o "O O

O Cl

O

O

O

O

CO O

Cl

. CCl

ClEE 4) 56 4: 56

E'

"O O

) e%

O Cl

O

O

O

1 % O

CO O

( e%Cl

. CCl

Cl

1

Eatomo2 e%

"O O

*

O Cl

O

O

O

/arga

O Cl

O

O

O

O

C O O

Cl

. CCl

Cl





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&uerza del enlace covalente

$a estabilidad de una molécula est! en función de lafortale7a de los enlaces covalentes ue mantienenunidos a sus !tomos#

LCómo medimos la fortale7a de un enlacecovalenteM

Energ)a de ioni+ación o energ)a de enlace

$a enería de enlace es el cambio en la entalpía9∆HD entrada de calor< ue se reuiere para romperun enlace de % mol de sustancia aseosa

>onde D(Cl-Cl) representa la enería de disociaciónpara el enlace Cl−Cl

LPero @ ue pasa cuando tenemos un compuestoue no es una molécula diatómicaM Consideremosla disociación del metano:

0uí tenemos cuatro enlaces C-H euivalentesD de

manera ue la enería de disociación de uno soloser!:

D(C-H) 5 9%((&8,< 8mol 5 ,%* 8mol

Nótese:


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La ener%ía de enlace para un enlace cual(uierase ve influido por el resto de la molécula.

:in embar%o, este es un efecto relativamente pe(ue>o, esto su%iere (ue los enlaces estánrealmente entre los átomos.

ntonces, la ener%ía de enlace para la mayoríade los enlaces varía poco respecto a la ener%ía

promedio para ese tipo de enlace

La energ)a de enlace siempre es positiva1 esdecir se requiere energ)a para romper un enlacecovalente1 $ siempre -a$ energ)a liberada

cuando se &orma un enlaceEnería de enlace promedio>

Enlace 0F;mol4 Enlace 0F;mol4C− ,)* C−C ,)C−Cl ") C−N ".C−'r "4( C−O *)C−3 ",& C− ,)*

C−C ,)

C= C (%,

C≡C ).

Entre m!s fuer7a tena un enlaceD m!s estable esla molécula @ por lo tanto es menos probable ueesta sufra cambios uímico#

Energ)as de enlace $ entalp)as de reacción

1i podemos saber cuales enlaces se rompen @cuales se forman durante el curso de una reacciónuímicaD podríamos estimar el cambio de entalpía9 Hrxn< de la reacciónD aun cuando no cono7camosla entalpía de formación 9 H& G< de los reactivos @ delos productos:


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∆H 5 19enerías enlaces formados< - 19eneríasenlaces rotos<

EBemplo: $a reacción entre una mol de cloro @ unamol de metano

Enlaces rotos: % mol de enlaces Cl#CD @ %

mol de enlaces C#

HEnlaces formados: % mol de enlaces H#ClD% mol de enlaces C#Cl

∆H 5 QD(Cl-Cl) + D(C-H)R - QD(H-Cl) + D(C-Cl)R 5 Q"," + ,% R - Q,% + ") R5 -%&,

>e manera ue esta reacción es eIotérmicaD porue

los enlaces en los productos son m!s fuertes uelos enlaces en los reactivos#

Otro eBemplo: la combustión de % mol de etano


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Enlaces rotos: ( moles de enlaces C#HD %mol de enlaces C#CD 48" moles de enlacesO$O#

Enlaces formados: , moles de enlacesC$OD ( moles de enlaces O#H#

∆H 5 Q9( I ,%< + 9,)< + 948" I ,.*


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l n'mero de o)idación de un átomo es la car%aobtenida cuando se asi%nan los electrones delenlace covalente al átomo más electrone%ativo.

s la car%a (ue poseerá un átomo si el enlacefuera iónico.

En el caso del HCl el nFmero de oIidacióndel hidróeno ser! +% @ el del Cl ser! -%

En el caso de los nFmeros de oIidaciónescribimos primero el sino para

distinuirlos de las caras iónicas9electrónicas<

$os nFmeros de oIidación no se refieren a lascaras reales de los !tomos eIcepto en el caso delas sustancias iónicas#

Inas reglitas

Los números de oxidación se pueden determinar

empleando las siguientes reglas>!. %# El numero de oIidación de un

elemento en su forma elemental es &D estoes cierto para los !tomos aislados @ lassustancias con enlaces entre !tomosidénticos 9por eBemplo el Cl"D etc#


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$. "# El nFmero de oIidación de union monoatómico es iual a su cara 9poreBemplo el nFmero de oIidación del Na+ 5+%D @ el del 1"- 5 -"<

&. # En los compuestos binarios 9solodos elementos< al elemento con ma@or c sele asina un nFmero de oIidación neativoiual ue la cara ue presenta en suscompuestos iónicos simples 9por eBemploen el compuesto PCl el Cl tiene ma@or cue el PD el Cl en sus compuestos iónicostiene cara de %-D así su nFmero deoIidación o estado de oIidación es -%<

. ,# $a suma de los nFmeros de

oIidación es & para un compuestoeléctricamente neutro @ es iual a la caratotal de una especie iónica#

@. *# $os metales alcalinos eIhibenFnicamente el estado de oIidación de +%en sus compuestos

O. (# $os metales alcalinotérreoseIhiben Fnicamente un estado deoIidación de +" en sus compuestos

EBemplos:

C!l2El cloro es m!s electroneativo ue el fósforoD por lotanto el nFmero de oIidación del Cl se fiBa como -%#$a molécula es neutraD así ue el nFmero deoIidación del PD en este casoD es de +#

!(236

El oIíeno es m!s electroneativo ue el carbonoDpor lo tanto el oIíeno tiene un nFmero de oIidaciónde -"# Como la molécula tiene una cara neta de "D


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entoncesD el C debe tener un estado de oIidación de+,D es decirD 9 I -"< + SoIC 5 -"#

EBemplos de 07ufre

H3JEl a7ufre 9χ5"#*< es m!s electroneativo ue elhidróeno 9χ5"#%


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El oIíeno es m!s electroneativo @ por tanto tieneun nFmero de oIidación de -"# El a7ufre tendr!entonces un nFmero de oIidación de +(#

4ótese (ue el azufre e)*ibe una %ran variedadde n'meros de o)idación "0$ al =O#

n %eneral, los n'meros de o)idación másne%ativos corresponden al n'mero de electrones(ue deban a>adirse para dar un octeto deelectrones de valencia

Los n'meros de o)idación más positivoscorresponden a la pérdida de electrones de

valencia.$os compuestos de los metales alcalinos 9nFmerode oIidación de +%< @ los metales alcalinotérreos9nFmero de oIidación de +"< son típicamente denaturale7a iónica#

$os compuestos de los metales con nFmeros deoIidación ma@ores 9por eBemploD 1n +,< tienden aformar compuestos moleculares

n los compuestos iónicos y covalentesusualmente el elemento menos electrone%ativose pone primero.

n los compuestos iónicos los nombres se dancon referencia al estado de o)idación "iónico#

n los compuestos covalentes o moleculares losnombres se dan con referencia al n'mero de

átomos presentes en el compuesto

Kónicos Moleculares/H" Hidruro de manesio H"1 >isulfuro de

hidróenoe" luoruro de hierro 933< O" >ifluoruro de

oIíeno


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/n"O =Iido demananeso9333<

Cl"O ;rióIido de dicloro

7evisión

/ompuestos binarios iónicos simples

/ompuestos iónicos con varios estados de

oCidación posibles

/ompuestos de iones poliatómicos

/ompuestos covalentes simples

El nombre de la fórmula %/l) 1ricloruro de

boro $l/l) %romuro de aluminio*g2',)3&?6 osfato de *agnesio y amonio.

La fórmula del nombre,idróCido f+rrico

e2?,3) ,eCacloruro de silicio Si/l8


'úmero de oCidación

La 'orma de las mol(culas

ué &actores in&lu$enN

'úmero de grupos unidos al tomo central

;ratar!n de poner lo m!s aleBados unos de otros

1ipo de enlaces

Si !ay dobles o triples enlaces cuentan como

si fueran sencillos

Electrones no enlazantes

Los electrones que no forman enlaces

tambi+n cuentan.

http://eros.pquim.unam.mx/~moreno/cap04a.htm#_top%23_tophttp://eros.pquim.unam.mx/~moreno/cap04a.htm#_N%C3%BAmero_de_oxidaci%C3%B3n%23_N%C3%BAmero_de_oxidaci%C3%B3nhttp://eros.pquim.unam.mx/~moreno/cap04a.htm#_top%23_tophttp://eros.pquim.unam.mx/~moreno/cap04a.htm#_N%C3%BAmero_de_oxidaci%C3%B3n%23_N%C3%BAmero_de_oxidaci%C3%B3n


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0nteracciones entre los grupos y los

electrones

ué propiedades a&ectaN>

&untos de fusión y ebullición polaridadsolubilidad etc.

!ómo son las moléculasN

'o de

tomos

Ejemplo orma 'ombre

$ 6$, 61 Lineal

& C5$,6C4

Lineal

& 6$5, 5&,:5$

3n%ular

;1&, 45&0

ri%onal plana

46&,PCl&

ri%onal piramidal

@

Qe1

Cuadrada


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@ :1 etraédricadistorsionada.

@

C6,:5$0

etraédrica

O

PCl@

;ipirámidetri%onal

O

;r1@

Pirámidecuadrada

M

:1O

5ctaédrica


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+ 81M ;ipirámide penta%onal


La forma de las mol+culas

R epulsión de P ares E lectrónicos de la C apa de V alencia

%alence-&'ell Electron (airs )epulsion

=ases del modelo

Cuando atamos un conBunto de lobosD estosadoptan un arrelo ue minimi7a los chouesestéricos entre vecinos:

Cuando por otra parte, los átomos al unirse,utilizan pares electrónicos en sus orbitales devalencia

http://eros.pquim.unam.mx/~moreno/cap04a.htm#_top%23_tophttp://eros.pquim.unam.mx/~moreno/cap04a.htm#_La_forma_de%23_La_forma_dehttp://eros.pquim.unam.mx/~moreno/cap04a.htm#_top%23_tophttp://eros.pquim.unam.mx/~moreno/cap04a.htm#_La_forma_de%23_La_forma_de


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Como los electrones tienen car%a ne%ativa,tienden a repelerse unos a otros

ntonces, los pares de electrones de enlacetienden a repeler otros los pares de electrones deenlace en la capa de valencia

El me)or arreglo espacial de los pares deelectrones de enlace en la capa de valencia es

auel en el ue las repulsiones interelectrónicasson mínimas

Como en el caso de los lobos:

• • -os pares electrónicos en la capa devalencia se acomodan linealmente

• • res pares electrónicos en la capa devalencia se or%anizan en un arre%lo triangular

• • Cuatro pares electrónicos en la capade valencia se acomodan en un arre%lotetra+drico

• • Cinco pares electrónicos en la capade valencia se or%anizan en un arre%lobipiramidal trigonal

• • :eis pares electrónicos en la capa devalencia se or%anizan en un arre%lo octa+drico


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$a forma de cualuier molécula puede relacionarsea una de estas cinco estructuras b!sicas


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!ómo se pueden arreglar varios pares electrónicosN

&are

s

$rreglo &ares $rreglo &ares $rreglo

$

O

&

@

130380792 estructuras de lewis

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