FUERZAS INTERMOLECULARES
SEMANA 3
LICDA. CORINA MARROQUIN
2015
ESTRUCTURAS DE LEWIS.

Las estructuras de Lewis son
representaciones adecuadas y sencillas
de iones y compuestos que facilitan el
recuento de electrones de valencia, los
cuales se representan por medio de
puntos.
Gilbert Newton Lewis.
Electrones de Valencia
PARA COMPUESTOS:
 1. Escribe el símbolo del átomo central de
la estructura (si intervienen uno o más
átomos) distribuye los demás átomos
alrededor del átomo central.

Ej. C, N, P, S
 Generalmente el menos electronegativo.

2. Calcule el no. Total de electrones de
valencia sumando electrones de
valencia de cada átomo o ión.

3. Une cada átomo al central mediante
un enlace sencillo (un par de
electrones). Distribuye los electrones
restantes alrededor de todos los átomos
para completar octetos de electrones.

En las estructuras grandes que
contienen H, como H2SO4 , éstos se
enlazan O y no al átomo central.

4. Si el no. De electrones disponibles es
menor que el necesario para completar
el octeto, desplaza los pares de
electrones no compartidos para formar
uno o más dobles o triples enlaces.

Cuando falten 2e- --- 1 doble enlace
4e- --- 2 dobles enlaces
ó un triple enlace.
Ej. :Ö::C::Ö: :Ö=C=Ö:
IONES

a. Ion negativo suma a este total un no.
de electrones igual a la carga del ión.

b. Ion positivo, resta del total un no.de los
electrones igual a la carga del Ión.
IONES





Ej. NO31.Distribuye los átomos alrededor del N
O
ONO
2.Cálcula el total de e- de valencia de éstos
átomos.
1N
5e3 O 6e- x 3= 18 eCarga -1
1eTotal 24e- de Valencia.

3. Une los átomos de Oxígeno al N por
enlaces sencillos, con los electrones
restantes completa octetos, alrededor
de los átomos. Escribe el ión entre
corchetes y muestra la carga –1 del ion.

Como el átomo de N necesita 2 e- más,
desplaza un par de electrones no
compartidos y forma un doble enlace.

Ej.: PO4-3
 Formula de Lewis de
ion fosfato.
 PASO 1: Distribuye los
átomos de oxígeno
alrededor del fósforo
O
O P O
O
• PASO 2: Calcula el no. total de electrones de
valencia sumando los electrones de valencia
de cada átomo de la molécula o ion.
• A. Anión: suma la carga del ion.
• B. Catión: resta la carga del ion.
1 átomo de fósforo = 5 electrones de valencia
4 átomos de oxígeno = 4 x 6 = 24 electrones de valencia
Carga 3 - = 3 electrones adicionales
32 electrones de valencia en total

PASO 3: Une los
átomos de oxígeno al
átomo de fósforo
mediante enlaces
sencillos y, con los
electrones restantes,
completa octetos de
electrones de los
átomos.
Octeto expandido
Estructuras de Lewis
Excepciones
 Son
las atracciones mutuas de
las moléculas, son mucho más
débiles que otro tipo de unión,
pero contribuyen a determinar
las propiedades físicas de las
sustancias moleculares.
Puentes de Hidrógeno

Se dan en moléculas que contienen átomos de
hidrogeno unidos a F, O ó N.
 En los organismos vivos son los mas
importantes determinan la estructura
tridimensional de los biomoléculas.
 Ej.: proteínas, ácidos nucléicos
Fuerzas Dipolares (dipolo-dipolo)

Se dan básicamente en moléculas
covalentes
polares,
(éstas
moléculas son polares o dipolos
permanentes), por consiguiente sus
extremos
son
“parcialmente
positivos” se atraen con los
extremos “parcialmente negativos”.
Ej.
HCL, HBr, H2S, SO2.
Fuerzas dipolares
Fuerzas de Dispersión
(Fuerzas de London)



Se dan en moléculas covalentes apolares.
La nube electrónica se deslocaliza
momentáneamente.
La polarización desaparece luego vuelve a
polarizar y así sucesivamente.
Br2, I2, F2
CAPADOCIA
TURQUIA.
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ESTRUCTUAS DE LEWIS