UNIVERSIDAD PRIVADA
JUAN MEJÍA BACA
ENLACE QUÍMICO
TEORIA DE LEWIS
Profesor: Ing. Alberto Carrasco Tineo
TEORIA DE LEWIS
DEL ENLACE COVALENTE
Se basa en las siguientes hipótesis:
• Los átomos para conseguir 8 e– en su última capa
comparten tantos electrones como le falten para
completar su capa (regla del octeto).
• Cada pareja de e– compartidos forma un enlace.
• Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y
triples con el mismo átomo.
2
Símbolos de Lewis:
Son una representación gráfica para comprender donde
están los electrones en un átomo, colocando los
electrones de valencia como puntos o aspas alrededor del
símbolo del elemento:
Xv v
REGLA DEL OCTETO
En general los elementos representativos
configuraciones electrónicas de gases nobles.
adquieren
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 at. unidos)
· enlaces sencillos
· enlaces dobles
· enlaces triples
2- Pares de e- no compartidos (ó par solitario)
H
H
O
O
N
N
Cl
Cl
O
O
N
N
Estructura de Lewis:
Es una representación simplificada de
los enlaces de una molécula, utilizando un
punto por cada electrón que forman el
enlace de la molécula.
COMO DIBUJAR
ESTRUCTURAS DE LEWIS
Escriba la fórmula puntual de Lewis para las siguientes moleculas.
1- Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la molécula. Para un anión
poliatómico se le añade un e- más por cada carga negativa y para un catión se restan
tantos electrones como cargas positivas.
2- Se dibuja una estructura básica lo mas simétrica posible, en general el átomo
menos electronegativo ocupa la posición central.
3- Se calcula el nº de e- de valencia que quedan disponibles.
4- Se distribuyen los e- de forma que se complete un octeto para cada átomo.
Ejemplo 1: CH4
1) C: 1s22s2p2  4eH: 1s1  1e- x4= 4e2)
H
H
C
8e-
Ejemplo 2: H2CO
1) C: 1s22s2p2  4eH: 1s1  1e- x2= 2eO: 1s22s2p4  6e2)
H
H
H
H
12e-
C
3) e- de v. libres: 12-6= 6
4)
H
H
C
H
O
O
H
C
O
Ejemplo 4: SO2
Ejemplo 3: SiO4-4
1) Si: 3s2p2  4eO: 2s2p4  6e-x4 = 24
+ 4 cargas neg.
2)
4-
O
O
Si
32 e-
1) S: 3s2p4  6eO: 2s2p4  6e-x2 = 12
+ 4 cargas neg.
2)
S
O
O
3) e- de v. libres: 18-4= 14
O
O
S
3) e- de v. libres: 32-8= 24
4)
4-
O
O
Si
O
O
O
4)
O
S
O
O
18 e-
RESONANCIA
• No siempre existe una única estructura de
Lewis que pueda explicar las propiedades
de una molécula o ion.
• Existen moléculas que pueden tener
varias estructuras equivalentes sin que se
pueda dar preferencia a una sobre las
demás
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.
Ejemplos comunes: O3, NO3-, SO42-, NO2, y benceno.
or
14
Ejercicio A: Escribir las distintas formas
resonantes del ácido nítrico.
· ·–
:O
·· + ··
N O H 
··
:O
··
··
:O
+
N
· ·–
:O
··
O también
··–
:O
+ ··
N O H
–
··
:O
··
··
O H
··
Carga Formal
Es un medio para contabilizar los electrones de valencia.
La carga formal es la diferencia entre el nº de e- de valencia y el nº de easignado en la estructura de Lewis (los e- no compartidos y la mitad de los
e- compartidos).
X= nº de e- de valencia
Cf = X – (Y + Z/2)
Y= nº de e- no compartidos
Z= nº de e- compartidos
En ocasiones es posible escribir más de una estructura de Lewis para una misma
molécula:
H
H
C
H
O
I
H
H
C
O
H
H
H
II
Utilizando el concepto de carga formal podemos determinar cual es la estructura
de Lewis más probable:
 El valor de Cf sea mas proximo a 0
 La Cf negativa debe estar localizada sobre el átomo + electronegativo
H
I)
H
C
- Para C: Cf= 4-(0+8/2)= 0
- Para O: Cf= 6-(4+4/2)= 0
H
O
H
II)
H
C
O
H
H
H
- Para C: Cf= 4-(2+6/2)= -1
- Para O: Cf= 6-(2+6/2)= +1
Otro ejemplo:
C
N
- Para C: Cf= 4-(2+6/2)= -1
- Para N: Cf= 5-(2+6/2)= 0
Correcta!
Estructuras de Lewis
Excepciones a la regla del Octeto
Hay tres clases de excepciones a la regla del Octeto:
a) Moléculas con nº de e- impar.
NO (5+6=11 e- de valencia)
N
O
Otros ejemplos: ClO2, NO2
b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octeto.
BF3 (3+7x3= 24 e- de valencia).
F
B
F
F
Ej: Compuestos de los grupos 1A, 2A y 3A.
Estructuras de Lewis
c) Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octeto.
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.
XeF4
PCl5
nº de e- de v  5+7x5= 40 eCl
Cl
P
nº de e- de v  8+7x4= 36 e-
F
Cl
Cl
F
Xe
F
F
Cl
Otros ejemplos: ClF3, SF4, XeF2
Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d),
donde se alojan los pares de e- extras.
19
Excepciones a la teoría de Lewis
• Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número impar
de electrones.
• Moléculas tipo BeCl2 o BF3 con marcado carácter
covalente en las cuales el átomo de Be o de B no
llegan a tener 8 electrones.
• Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo central
tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e– ).
OCTETO INCOMPLETO
• El boro el berilio y otros elementos forman
compuestos sin que se cumpla la regla del
octeto.
• El boro tiene 6 electrones en su última
capa en lugar de 8 cuando forma enlaces
covalentes.
F
F
B
F
OCTETO AMPLIADO
• La regla del octeto se basa en que el
último nivel es s2p6 pero a partir del tercer
nivel existen otros orbitales d , f al que
pueden promocionar electrones.
• Se obtiene estructuras que aunque no
tienen configuración de gas noble,
también son estables
Cl
Cl
P
Cl
Cl
Cl
REGLA DEL DUETO
•Así como los elementos electronegativos,
cumplen la regla del octeto, para alcanzar la
configuración de un gas noble. El
Hidrogeno, cumple la regla del dueto.
•La regla del dueto consiste en que el H2, al
combinarse con otro elemento, ya sea en un
enlace iónico o un enlace covalente, lo hace
para completar su orbital con 2 electrones.
25
Ejemplo: Escribir las estructuras de Lewis completas
para las siguientes especies químicas:
CH4, HCN, H2CO, H2SO4, NH4+.
•
·
H
··
H
CH4 · C · + 4 · H  H ··C ·· H ;
·
··
H
|
H–C–H
|
H
• HCN
H–CN :
• H2CO
H–C=O :
| ··
H
•
··
··
:O:
:O:
·· ·· ··

H ··O ··S ·· O ·· H ; H–O–S–O–H
·· ·· ··

:O:
:O:
··
··
H2SO4
NH4+
H
|
H–N+H
|
H
26
Ejemplo:
a) Ordene según la polaridad creciente, basándote en los valores de
electronegatividades de la tabla adjunta, los enlaces siguiente: H–F, H–O,
H–N, H–C, C–O y C–Cl
Elemento
F
O
Cl
N
C
S
H
Electronegat. 4,0
3,5
3,0
3,0
2,5
2,5
2,1
b) la polaridad de la molécula de CH4 ¿será igual o distinta de la de CCl4?
• a) H–C < C–Cl < H–N < C–O < H–O < H–F
• b) El CH4 es globalmente apolar ( = 0) pues la suma
vectorial de los dipolos de cada enlace (dirigidos hacia el
centro) se anula debido a sus geometría tetraédrica. El CCl4
es igualmente apolar por la misma razón; sin embargo los
dipolos de los enlaces están en esta ocasión dirigidos hacia
fuera.
Ejercicio :
27
Explique:
a) Si las estructuras de Lewis justifican la forma geométrica de las moléculas
o si ésta se debe determinar experimentalmente para poder proponer la
representación correcta .
b) Si cada molécula se representa en todos los casos por una única formula
estructural.
c) Representar las estructuras de Lewis de las siguientes especies: H2O y
NO3–
d) ¿Justifican las representaciones de las moléculas anteriores la estabilidad
de las mismas?
a)
Las estructuras de Lewis, indican el nº de enlaces que deberán formarse, pero
no entra para nada en la dirección que tomarán éstos y, por tanto, en la
geometría molecular. Por tanto, la geometría debe obtenerse
experimentalmente, o acudir al modelo de repulsión de pares electrónicos o a la
teoría de la hibridación.
b) En principio sí, pero cuando existen formas resonantes hay más de una fórmula
estructural para la misma molécula.
28
c)
··
H2O
··
H–O–H ;
··
··
··
NO3–
··
··
··
O=N+–O :–  –: O–N+=O  –: O–N+–O:–
·· | ··
| ··
|| ··
: O :–
: O :–
: O:
··
··
d) se cumple la regla del octeto para todos los átomos,
exceptuando como es lógico, al H que únicamente posee un
enlace (2 electrones).
Ejercicio : Cuatro elementos diferentes A,B,C,D tienen número atómico 6,
9,13 y 19 respectivamente. Se desea saber:
a) El número de electrones de valencia de cada uno de ellos.
b) Su clasificación en metales y no metales.
c) La fórmula de los compuestos que B puede formar con los demás
ordenándolos del más iónico al más covalente.
a) A
B
C
D
Z=6
Z=9
Z = 13
Z = 19
2-4
2-7
2-8-3
2-8-8-1
c) DB (más iónico)
CB3
b) No metal
No metal
Metal
Metal
AB4 (más covalente)
29
Problemas
5. Escriba las estructuras de Lewis para
las siguientes moléculas:
a)
b)
c)
d)
HF
CCl4
CO
CO2
Problemas
6.
Escriba las estructuras de Lewis para las
siguientes moléculas:
a)
b)
c)
d)
e)
f)
NH4+
C2H6
C2H4
C2H2
HCl
HCN
Molécula de tetracloruro de
carbono
Cl
Cl
C
Cl
Cl
Ión nitrito
N
O
O
Ión azida
-
-
+
N
N
N
Ión sulfato
O
O
-
S
O -
O
Moléculas de lewis
• Enlace simple F2 Cl2 H2 HF H Cl
HI H2 O SH2 NH3 CH4
• Enlace covalente dativo H3 O + NH4 +
• Enlaces múltiples O2 N2
CO2 CNH
• CH2=C H2
• Octetos incompletos B Cl3 BF3 Al Cl3
• Octetos ampliados H2 SO4 F6 S P Cl5
• Resonancia SO3 NO3- C6 H6 O3
37
Ejemplo: La configuración electrónica de un elemento:
a) ¿Permite conocer cuál es su situación en el sistema periódico?
b) ¿Indica qué clase de enlaces puede formar con otros elementos?
c) ¿Es suficiente información para saber si el elemento es sólido, líquido o gas?
d) ¿Sirve para conocer si el elemento es o no molecular?
Justifique las respuestas.
a) Sí.
b) Sí.
c) No.
d) Sí. Si acaba en “s” o d” se tratará de un elemento metálico y
el compuesto no será molecular. Igualmente, los gases
nobles (p6) se encuentran como átomo aislados. Son
moleculares los elementos no metálicos (p2 - p5).
Descargar

Diapositiva 1 - Comunidad Teleinformática