Estructuras De Lewis Y Geometria Molecular

Enlaces químicos I: conceptos básicos

Los electrones de valencia son los últimos electrones de un orbital en un átomo, que son los causantes de los enlaces químicos. Grupo

e- configuración

# de valencia

1A

ns1

1

2A

ns2

2

3A

ns2np1

3

4A

ns2np2

4

5A

ns2np3

5

6A

ns2np4

6

7A

ns2np5

7

Estructura de Lewis para los elementos representativos y gases nobles

Enlace iónico Li + F

Li+ F -

1s22s1 1s22s22p5

1s22s22p6

Li e- + Li+ +

[He] [Ne] Li+ + e-

F

F -

F -

Li+ F -

Un enlace covalente ocurre cuando dos o más átomos comparten uno o más pares de electrones. ¿Por qué compartirían electrones dos átomos? F

+

7e-

F

F F

7e-

8e- 8e-

Estructura de Lewis para F2 Enlace covalente simple

Par de iones

F

F

Enlace covalente simple Par de iones

F F

Par de iones

Par de iones

Estructura de Lewis para el agua

H

+

O +

H

Enlace covalente simple

H O H

or

H

O

H

2e-8e-2e-

Doble enlace – dos átomos comparten dos pares de electrones O C O

or

O

O

C

Enlaces dobles

8e- 8e- 8eEnlaces dobles

Triple enlace – dos átomos comparten tres pares de electrones N N 8e- 8eTriple enlace

or

N

N

Triple enlace

Longitud de los enlaces covalentes

Longitud Triple enlace < Doble enlace < Enlace simple

El enlace polar es un enlace covalente donde la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos no es muy grande (aproximadamente 1.7 o un poco menor) Alta electronegatividad Mediana electronegatividad

H

mediana e- mucha e-

F

H d+

F d-

La electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer los electrones de otro átomo en un enlace químico. Afinidad de electrones - calculable, Cl es el más afín X (g) + e-

X-(g)

Electronegatividad - relativa, F es el más electronegativo

Electronegatividades en la tabla periodica

Variación de la electronegatividad con respecto al # atómico

Clasificación de los enlaces por electronegatividad

Covalente comparte

e-

Diferencia

Tipo de enlace

0

Covalente

2 0 < y <2

Iónico Covalente Polar

Electronegatividad

+

Covalente Polar

Iónico

Transferencia parcial de e-

transferencia e-

Clasifique los siguientes enlaces en iónicos, covalentes polares y covalentes: Cs – 0.7

Cl – 3.0

3.0 – 0.7 = 2.3

Iónico

H – 2.1

S – 2.5

2.5 – 2.1 = 0.4

Covalente Polar

N – 3.0

N – 3.0

3.0 – 3.0 = 0

Covalente

Estructuras de Lewis 1. Dibuje la estructura del compuesto mostrando qué átomos están conectados con otros. Coloque el elemento menos electronegativo al centro. 2. Calcule el número total de electrones. Agregue 1 por cada carga negativa y elimine 1 por cada carga positiva. 3. Complete los octetos de electrones para todos los elementos, excepto para el hidrógeno.

4. Si la estructura tiene demasiados electrones, forme enlaces dobles o triples en el átomo central.

Escriba la estructura de Lewis para el NF3. Paso 1 – N es menos electronegativo que el F, coloquémoslo al centro Paso 2 – Contar los electrones de valencia N - 5 (2s22p3) y F - 7 (2s22p5) 5 + (3 x 7) = 26 electrones de valencia Paso 3 – Dibujemos enlaces simples entre los átomos de N y F y completemos los octetos. Paso 4 - Revise que el número de electrones en la estructura sea igual al número de electrones de valencia 3 enlaces simples (3x2) + 10 pares de iones (10x2) = 26 electrones de valencia

F

N F

F

Escriba la estructura de Lewis para el (CO32-). Paso 1 – El C es menos electronegativo, pongámoslo al centro. Paso 2 – Contar los e- de valencia C - 4 (2s22p2) y O - 6 (2s22p4) -2 carga – 2e4 + (3 x 6) + 2 = 24 electrones de valencia

Paso 3 – Dibujemos enlaces simples entre los átomos de C y O y completemos los octetos. Paso 4 - Revisar que el # de e- sea el mismo que el de valencia 3 enlaces simples (3x2) + 10 pares de iones (10x2) = 26 electrones de valencia Paso 5 - Demasiados electrones, formemos enlaces dobles:

O

C

O

O

2 enlaces sencillos (2x2) = 4 1 doble enlace = 4 8 pares de iones (8x2) = 16 Total = 24

Posibles estructuras para el (CH2O) H

C

O

H

H

C

H

O

La carga formal de un átomo es la diferencia entre el número de electrones de valencia y un átomo individual y el número de electrones asignados a dicho átomo al utilizar la estructura de Lewis. Carga formal en la estructura de Lewis

=

Número de Número de electrones de - electrones sin valencia enlaces

-

1 2

(

Número total de electrones con enlace

La suma de las cargas formales de los átomos de una molécula es igual a la carga de la molécula

)

H

-1

+1

C

O

Carga de un átomo en la estructura de Lewis

H

=

Carga del C Carga del O

C – 4 eO – 6 e2H – 2x1 e12 e-

2 enlaces simples (2x2) = 4 1 enlace doble = 4 2 par de iones (2x2) = 4 Total = 12

Número de Número total electrones de de electrones valencia libressin enlace

= 4 -2 -½ x 6 = -1

= 6 -2 -½ x 6 = +1

-

1 2

(

Número total de electrones con enlace

)

H H

0 C

Carga de un átomo en la estructura de Lewis

0 O

=

Carga del C Carga del O

C – 4 eO – 6 e2H – 2x1 e12 e-

2 enlaces simples (2x2) = 4 1 enlace doble = 4 2 pares de iones (2x2) = 4 Total = 12

Número de Número total electrones de de electrones valencia libressin enlace

= 4 - 0 -½ x 8 = 0

= 6 -4 -½ x 4 = 0

-

1 2

(

Número total de electrones con enlace

)

Carga formal y la estructura de Lewis 1. Las moléculas neutras en la estructura de Lewis se colocan en la parte central de la estructura.

2. Las estructuras de Lewis con elementos cuya carga es elevada, son menos comunes que aquellas con una carga pequeña. 3. En la estructura de Lewis, los átomos cuya carga es negativa, por lo general se colocan con los elementos más electronegativos. ¿Cuál es la estructura correcta para el CH2O Aldehido?

H

-1

+1

C

O

H H

H

0 C

0 O

DE LOS SIGUIENTES COMPUESTOS, REALIZAR LA ESTRUCTURA DE LEWIS Y ASIGNAR LA CARGA FORMAL DE CADA ÁTOMO)

TRIFLUORURO DE ARSENICO (AsF3) F

As

F TETRACLORURO DE ALUMINIO (AlCl4-)

F

Cl DIOXIDO DE NITRÓGENO (NO2+) O

N

O

Cl

Al

Cl

Cl

Una estructura resonante ocurre cuando dos o más estructuras de Lewis para una misma molécula no pueden ser representadas gráficamente por una sola estructura de Lewis (Ej. Ozono). O

O

+

-

-

O

O

+

O

O

¿Cuáles son las estructuras de resonancia para el ion (CO32- ION CARBONATO)?

-

O

C

O

O

-

O

C

O

O -

-

-

O

C

O

O -

Excepciones a la regla el octeto Octeto incompleto Hidruro de berilio BeH2

Be – 2e2H – 2x1e4e-

H

Be

H

Fluoruro de boro BF3

B – 3e3F – 3x7e24e-

F

B F

F

3 enlaces simples (3x2) = 6 9 pares de iones (9x2) = 18 Total = 24

Excepciones de la regla del octeto Estructuras con electrones impares Oxido nitrico NO

N – 5eO – 6e11e-

N

O

El octeto expandido (un átomo central con un número cuántico n > 2) Hexafluoruro de azufre

SF6

S – 6e6F – 42e48e-

F

F

F

S F

F

F

6 enlaces simples (6x2) = 12 18 Pares de iones (18x2) = 36 Total = 48

1. Calcule el número total de electrones de valencia en la FÓRMULA QUÍMICA. 2. Identifique en la FÓRMULA QUÍMICA que elemento es el MENOS electronegativo y coloquelo al centro. 3. Una con enlaces sencillos los atomos externos con el atomo central y complete los octetos en pares de electrones para todos los elementos, excepto para el hidrógeno 4. Si la estructura tiene demasiados electrones, forme enlaces dobles o triples en el átomo central. 5. Calcule el número total de electrones de valencia en la ESTRUCTURA que anteriormente formó.

6. Calcule la carga formal del atomo central y de los atomos externos, mediante la siguiente fórmula: Carga de un átomo en la estructura de Lewis

=

Número de Número total electrones de de electrones valencia libressin enlace

-

1 2

(

Número total de electrones con enlace

7. Recuerde que las moléculas neutras en la estructura de Lewis se colocan en la parte central, y los átomos con carga negativa, por lo general se colocan con los átomos menos electronegativos. 8. Verifique que el número de electrones de valencia calculados en la FÓRMULA QUÍMICA es igual a los calculados en la ESTRUCTURA.

)

Modelo de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV): Predicción de la geometría de las moléculas mediante la repulsión electroestática de pares de electrones compartidos y libres.

Clase

# de átomos unidos al átomo central

# de pares libres en el átomo central

Arreglo de los pares de electrones

Geometría molecular

AB2

2

0

lineal

lineal B

B

CLORURO DE BERILIO

0 pares de electrones libres en el átomo central Cl

Be

Cl

2 átomos enlazados al átomo central

RPECV Clase

# de átomos unidos al átomo central

# de pares electrones libres en el átomo central

Arreglo de los pares de electrones

AB2

2

0

lineal

lineal

0

triangular plana

triangular plana

AB3

3

Geometría molecular

RPECV

Clase

AB2

# de átomos unidos al átomo central

2

# de pares de electrones libres en el átomo central

Arreglo de los pares de electrones

Geometría molecular

0

lineal

lineal

triangular plana

triangular plana

AB3

3

0

AB4

4

0

tetrahédrica

tetrahédrica

RPECV Clase

# de átomos unidos al átomo central

# de electrones libres en el átomo central

Arreglo de los pares de electrones

AB2

2

0

lineal

lineal

triangular plana

triangular plana

Geometría molecular

AB3

3

0

AB4

4

0

tetrahédrico tetrahédrico

AB5

5

0

triangular bipiramidal

triangular bipiramidal

RPECV

Clase

# de átomos pegados al átomo central

# de pares libres en el átomo central

Arreglo de los pares de electrones

Geometría molecular

AB2

2

0

lineal

lineal triangular plano

AB3

3

0

triangular plano

AB4

4

0

tetrahédrico

tetrahédrico triangular bipiramidal octahédrico

AB5

5

0

triangular bipiramidal

AB6

6

0

octahédrico

RPECV

Clase

# de átomos pegados al átomo central

# de pares libres en el átomo central

Arreglo de los pares de electrones

AB3

3

0

triangular plana

triangular plana

AB2E

2

1

triangular plana

doblada

Geometría molecular

RPECV

Clase

# de átomos pegados al átomo central

# de pares libres en el átomo central

AB4

4

0

tetrahédrica

AB3E

3

1

tetrahédrica

Arreglo de los pares de electrones

Geometría molecular

tetrahédrica triangular piramidal

RPECV

Clase

# de átomos pegados al átomo central

# de pares libres en el átomo central

AB4

4

0

AB3E AB2E2

3 2

1 2

Arreglo de los pares de electrones

tetrahédrico tetrahédrico tetrahédrico

Geometría molecular

tetrahédrico

triangular piramidal doblada O H

H

RPECV

Clase

# de átomos pegados al átomo central

# de pares libres en el átomo central

AB5

5

0

triangular bipiramidal

triangular bipiramidal

AB4E

4

1

triangular bipiramidal

tetrahedro deformado

Arreglo de los pares de electrones

Geometría molecular

VSEPR

Clase

AB5

# de átomos pegados al átomo central

5

# de pares libres en el átomo central

Arreglo de los pares de electrones

Geometría molecular

0

triangular bipiramidal

triangular bipiramidal

triangular bipiramidal triangular bipiramidal

tetrahedro deformado

AB4E

4

1

AB3E2

3

2

Forma de T F F

Cl F

VSEPR

Clase

AB5

# de átomos pegados al átomo central

5

# de pares libres en el átomo central

Arreglo de los pares de electrones

Geometría molecular

0

triangular bipiramidal

triangular bipiramidal

triangular bipiramidal triangular bipiramidal

tetrahedro deformado en forma de T

triangular bipiramidal

lineal

AB4E

4

1

AB3E2

3

2

AB2E3

2

3

I I I

VSEPR

Clase

# de átomos pegados al átomo central

# de pares libres en el átomo central

Arreglo de los pares de electrones

Geometría molecular

AB6

6

0

octahédrico

octahédrico

1

octahédrico

piramidal cuadrada

AB5E

5

F F

F Br

F

F

VSEPR

Clase

# de átomos pegados al átomo central

# de pares libres en el átomo central

Arreglo de los pares de electrones

Geometría molecular

AB6

6

0

octahédrico

octahédrico

piramidal cauadrada

cuadrada

AB5E

5

1

octahédrico

AB4E2

4

2

octahédrico

plana

F

F Xe

F

F

Predicción de la geometría molecular 1. Escribir la estructura de Lewis para una molécula. 2. Contar el número de pares de electrones en el átomo central y el numero de átomos unidos al átomo central. 3. Usar el RPECV para predecir la geometría de la molécula.

¿Cual es la geometría molecular del SO2 y del SF4? O

S AB2E ligado

F

O F

S F

AB4E F

tetrahedro deformado