UNIDAD 3

Introducción a los modelos de enlace químico

Química General 1

Semestre 2014-2

SÍMBOLOS DE LEWIS

• Los e- responsables de los enlaces químicos, son los e- de valencia.

• G. N. Lewis (1875-1946) sugirió cómo mostrar los e-

de valencia de un átomo cuando este se enlaza (símbolos de Lewis o de electrón-punto de Lewis).

• Símbolo de Lewis: consiste en el símbolo químico del elemento (representa al core) rodeado de tantos puntos como e- de valencia tenga .

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Símbolos de Lewis…

• El n° de e- de valencia de cualquier elemento representativo es el mismo que el n° de grupo del elemento.

• Nos ayudan a comprender los enlaces de muchas sustancias y se usan para explicar muchas de sus propiedades.

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LA REGLA DEL OCTETO

• Los átomos ganan, pierden o comparten e-, para alcanzar el mismo n° de e- que el gas noble más cercano a ellos en la tabla periódica.

• Los gases nobles tienen arreglos electrónicos muy estables, como lo demuestran sus altas energías de ionización, su baja afinidad electrónica y su carencia general de reactividad química.

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LA REGLA DEL OCTETO

LOS ÁTOMOS TIENDEN A GANAR, PERDER O COMPARTIR ELECTRONES HASTA QUE SE ENCUENTRAN RODEADOS POR 8 ELECTRONES DE VALENCIA.

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Cómo dibujar estructuras de Lewis

1. Sumar los e- de valencia de todos los átomos; si es un anión, sumar un e- por cada carga (-) y si es un catión, restarlo.

2. Escribir los símbolos de los átomos y conectarlos mediante un guión para indicar cómo están unidos. Cada guión representa a dos e- .

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Cómo dibujar estructuras de Lewis

3. Completar los octetos alrededor de todos los átomos enlazados al átomo central.

4. Colocar los e- que sobran en el átomo central, aunque al hacerlo no se cumpla con la regla del octeto.

5. Si no hay e- suficientes para que el átomo central tenga un octeto, intentar con enlaces múltiples (dobles o triples).

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Geometría molecular

• A partir de la estructura de Lewis para una molécula, se considera en qué geometría estarían más distantes los pares electrónicos enlazantes y los no enlazantes (o libres).

• Para proponer una geometría, sólo se considera a los pares electrónicos enlazantes.

• La repulsión entre pares e- libres es mayor que la de éstos con un par enlazante y esta a su vez es mayor que la repulsión entre pares e- enlazantes.

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MODELO DE REPULSIÓN DE LOS PARES ELECTRÓNICOS DE LA CAPA

DE VALENCIA (RPECV)

Moléculas sin pares electrónicos solitarios sobre el átomo central

BeCl2 2 lineal

Molécula Estructura de

Lewis

Pares

electrónicos

Geometría

BF3 3 triangular

plana

CH4 4 tetraédrica

PCl5 5

bipirámide

triangular

SF6 6 octaédrica

Moléculas sin pares solitarios

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MODELO DE REPULSIÓN DE LOS PARES ELECTRÓNICOS DE LA CAPA

DE VALENCIA (RPECV)

Moléculas con pares electrónicos solitarios sobre el átomo central

molécula Estructura de

Lewis

pares

enlazados

pares

solitarios

geometría

SnCl2 2 1 angular

NH3 3 1 pirámide

trigonal

H2O 2 2 angular

SF4 4 1 tetraedro

deformado o

balancín

ClF3 3 2 forma de T

I3- 2 3 lineal

Moléculas con pares solitarios

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molécula Estructura de

Lewis

pares

enlazados

pares

solitarios

geometría

BrF5 5 1 pirámide

cuadrada

XeF4 4 2 plano-

cuadrada

molécula Estructura de

Lewis

enlaces pares

solitarios

geometría

CO2 2 0 lineal

SOF4 5 0 bipirámide

trigonal

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14 14

Momento dipolo Siempre que dos cargas eléctricas de igual magnitud pero de signo opuesto están

separadas cierta distancia, se establece un dipolo. El tamaño de un dipolo se

mide por su momento dipolo, que es una medida cuantitativa de la polaridad de un

enlace. Su símbolo es μ, y es el producto de la carga (Q) por la distancia (r) entre

las cargas:

μ = Q r

MOLÉCULA GEOMETRÍA μ (debyes)

HF Lineal 1.92

HCl Lineal 1.08

HBr Lineal 0.78

HI Lineal 0.38

H2O Angular 1.87

H2S Angular 1.10

NH3 Piramidal 1.46

SO2 Angular 1.60