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UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO
FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES ARAGÓN
LICENCIATURA EN INGENIERÍA CIVIL
QUÍMICA
M. en C. MARTÍNEZ GONZÁLEZ SERGIO ALFONSO
PRÁCTICA 03
“ESTRUCTURAS DE LEWIS”
ELABORADO POR:
ARENAS MAGAÑA JOSÉ MARÍA
DOMINGUEZ RAMOS RUBISEL
GRUPO: 1302 TURNO: MATUTINO
SEMESTRE: 2016-I
Introducción
La estructura de Lewis, es una representación gráfica que muestra los pares de
electrones de enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones
solitarios que puedan existir. Son representaciones adecuadas y sencillas de iones
y compuestos, que facilitan el recuento exacto de electrones y constituyen una base
importantes estabilidades relativas. Esta representación se usa para saber la
cantidad de electrones de valencia de un elemento que interactúan con otros o entre
su misma especie, formando enlaces ya sea simples, dobles, o triples y estos se
encuentran en cada enlace formado.
Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada
molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que
se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de
puntos en vez de líneas. Los electrones desapartados (los que no participan en los
enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan
alrededor de los átomos a los que pertenece.
Este modelo fue propuesto por Gilbert N. Lewis quien lo introdujo por primera vez
en 1916 en su artículo La molécula y el átomo.
Marco teórico
Moléculas: Las moléculas más simples, entre las cuales se encuentran las
moléculas orgánicas, deben presentar un átomo central, en algunos casos el átomo
central es el carbono debido a su baja electronegatividad, luego éste queda rodeado
por los demás átomos de las otras moléculas. En moléculas compuestas por varios
átomos de un mismo elemento y un átomo de otro elemento distinto, éste último se
utiliza como el átomo central, lo cual se representa en este diagrama con 4 átomos
de hidrógeno y uno de silicio. El hidrógeno también es un elemento exceptuante,
puesto que no debe ir como átomo central.
Electrones de Valencia: El número total de electrones representados en un
diagrama de Lewis es igual a la suma de los electrones de valencia de cada átomo.
La valencia que se toma como referencia y que se representa en el diagrama es la
cantidad de electrones que se encuentran en el último nivel de energía de cada
elemento al hacer su configuración electrónica.
Cuando los electrones de valencia han sido determinados, deben ubicarse en el
modelo a estructurar.
Una vez que todos los pares solitarios han sido ubicados, los átomos, especialmente
los centrales, pueden no tener un octeto de electrones. Los átomos entre sí deben
quedar unidos por enlaces; un par de electrones forma un enlace entre los dos
átomos. Así como el par del enlace es compartido entre los dos átomos, el átomo
que originalmente tenía el par solitario sigue teniendo un octeto; y el otro átomo
ahora tiene dos electrones más en su última capa.
Fuera de los compuestos orgánicos, solo un porcentaje menor de los compuestos
tiene un octeto de electrones en su última capa. Compuestos con más de ocho
electrones en la representación de la estructura de Lewis de la última capa del
átomo, son llamados hipervalentes, y son comunes en los elementos de los grupos
15 al 18, tales como el fósforo, azufre, yodo y xenón.
Cuando se escribe la estructura de Lewis de un ion, la estructura entera es ubicada
entre corchetes, y la carga se escribe como un exponente en el rincón derecho
superior, fuera de los corchetes.
La regla del octeto: La regla del octeto, establece que los átomos se enlazan
unos a otros en el intento de completar su capa de valencia (última capa de la
electrosfera). La denominación “regla del octeto” surgió en razón de la cantidad
establecida de electrones para la estabilidad de un elemento, o sea, el átomo queda
estable cuando presenta en su capa de valencia 8 electrones. Para alcanzar tal
estabilidad sugerida por la regla del octeto, cada elemento precisa ganar o perder
(compartir) electrones en los enlaces químicos, de esa forma ellos adquieren ocho
electrones en la capa de valencia. Veamos que los átomos de oxígeno se enlazan
para alcanzar la estabilidad sugerida por la regla del octeto. La justificativa para esta
regla es que las moléculas o iones, tienden a ser más estables cuando la capa de
electrones externa de cada uno de sus átomos está llena con ocho electrones
(configuración de un gas noble). Es por ello que los elementos tienden siempre a
formar enlaces en la búsqueda de tal estabilidad.
Los átomos son más estables cuando consiguen ocho electrones en la capa de su
estado de óxido, sean pares solitarios o compartidos mediante enlaces covalentes.
Considerando que cada enlace covalente simple aporta dos electrones a cada
átomo de la unión, al dibujar un diagrama o estructura de Lewis, hay que evitar
asignar más de ocho electrones a cada átomo.
Excepciones a la regla del Octeto.
El hidrógeno tiene un sólo orbital en su capa de valencia la cual puede aceptar como
máximo dos electrones, junto con el berilio que se completa con una cantidad de
cuatro electrones y el boro que requiere de seis electrones para llevar a cabo esta
función, de modo en que se elude a la normativa que especifica que todo elemento
se completa con 8 electrones a su disposición. Por otra parte, los átomos no
metálicos a partir del tercer período pueden formar "octetos expandidos" es decir,
pueden contener más que ocho electrones en su capa de valencia, por lo general
colocando los electrones extra en subniveles.
Algunos ejemplos de las estructuras de lewis
Agua -- H20
Tricloruro de fosforo -- PCl3
Amonio -- [NH4]+
Metano CH4
Sulfato – [SO4]2-
Algunos elementos y un compuesto usados en la Ingeniería Civil
Dióxido de titanio – TiO2
El dióxido de titano (TiO2) ocurre en la naturaleza en varias formas: rutilo (estructura
tetragonal), anatasa (estructura octahédrica) y brookita (estructura ortorómbica). El
dióxido de titanio rutilo y el dióxido de titanio anatasa se producen industrialmente
en grandes cantidades y se utilizan como pigmentos y catalizadores y en la
producción de materiales cerámicos.
El dióxido de titanio tiene gran importancia como pigmento blanco por sus
propiedades de dispersión, su estabilidad química y su no toxicidad. El dióxido de
titanio es el pigmento inorgánico más importante en términos de producción
mundial.
El dióxido de titanio es un semiconductor sensible a la luz que absorbe radiación
electromagnética cerca de la región UV. El dióxido de titanio es anfotérico, muy
estable químicamente y no es atacado por la mayoría de los agentes orgánicos e
inorgánicos. Se disuelve en ácido sulfúrico concentrado y en ácido hidrofluórico.
El dióxido de titanio se utiliza universalmente en la industria de las pinturas y
recubrimientos, ha sustituido a cualquier otro pigmento blanco en el mercado.
El dióxido de titanio también es usado para dar color a artículos de plástico como
juguetes, electrónicos, automóviles, muebles, empaque, etcétera. El pigmento de
dióxido de titanio absorbe parte de la radiación UV protegiendo a su contenido.
Otras áreas de aplicación del dióxido de titanio incluyen la industria cerámica, la
manufactura de cemento blanco y el coloreado de hule o linóleo.
Cobre – Cu2+
El cobre es un material que nos rodea cotidianamente, pero cuando decimos “cobre”
no nos referimos únicamente a su composición química en sí, sino también a sus
aplicaciones, y a sus características que de alguna forma afectan nuestra vida
diaria. El cobre es un elemento que se utiliza mucho en la vida doméstica para
realizar diversas actividades.
El cobre de forma cruda puede definirse como un metal pesado que puede
encontrarse en la naturaleza en estado puro o combinado con azufre y una amplia
gama de óxidos; si queremos obtener este material en estado puro, se deben
eliminar dichas impurezas por reducción. El cobre posee varias propiedades, entre
ellas encontramos su alta resistencia a la corrosión, lo cual facilita su uso en el
campo de las tuberías; es blando y maleable y a su vez es un gran conductor de
calor y electricidad. El cobre también posee una propiedad fundamental; forma el
bronce y el latón; todas estas características hacen que este elemento se utilice
mucho en la construcción de cables eléctricos ya que su capacidad conductora de
electricidad es más que necesaria.
El cobre posee varias propiedades que se relacionan con un uso casi cotidiano; este
material es tan diverso que resulta ser excelente para los procesos de maquinado
como para evitar la proliferación de bacterias. Puede a su vez, utilizarse para
decorar y para realizar piezas de arte, como para recuperar materiales de sus
aleaciones; su capacidad de deformación en distintas condiciones climáticas (sea
en frío o caliente) hace de este material un elemento casi imprescindible.
El cobre puede emplearse para varios sectores de la construcción, y debido a que
es un gran conductor de electricidad, más del 50% de éste se emplea en el sector
eléctrico; aquí se utiliza para confeccionar productos tales como terminales, cables,
enchufes y todos los componentes que se relacionen con lo eléctrico, también se
emplea en tuberías de agua ya sea en la del baño de un hogar o una gran red de
una empresa.
El resto, alrededor de un 46%, se destina al arte y a la arquitectura; de todas
maneras, actualmente, se están buscando nuevas aplicaciones. Un ejemplo calor
de esto involucra a la tecnología de información en donde los chips de cobre son
muy habituales por favorecer la transmisión de datos en la web. Este elemento
también se emplea como sistema de calefacción central; la misma permite transmitir
el calor por sobre otros metales, además cuenta con la ventaja de aumentar la
velocidad de calefacción (caldera) lo que nos brinda una disminución del costo de
energía.
Aluminio – [Al]3+
El descubridor del aluminio, un metal de tono plateado, fue el danés Hans Oersted
en 1825.El aluminio en estado puro es blando y frágil, y muy poco frecuente de
hallar (es el tercer elemento más abundante de la corteza terrestre); se le debe
agregar hierro y silicio en mínimas cantidades para endurecerlo. Aparece en
combinación con otros elementos, y compone los silicatos que forman rocas.
Combinado en forma natural con oxígeno y silicio forma mica, feldestato y caolín.
En forma de silicatos hidratados conforma la arcilla. Como hidratos de aluminio
forma la bauxita. Su principal fuente son las bauxitas, que poseen hidróxidos y
oxihidróxidos de aluminio. Está recubierto por una capa de óxido resistente a la
corrosión. Es el metal más ligero después del magnesio.
El aluminio pertenece al grupo de elementos metálicos conocido como metales del
bloque p que están situados junto a los metaloides o semimetales en la tabla
periódica. Este tipo de elementos tienden a ser blandos y presentan puntos de
fusión bajos, propiedades que también se pueden atribuir al aluminio, dado que
forma parte de este grupo de elementos.
El estado del aluminio en su forma natural es sólido. El aluminio es un elemento
químico de aspecto plateado y pertenece al grupo de los metales del bloque p. El
número atómico del aluminio es 13. El símbolo químico del aluminio es Al. El punto
de fusión del aluminio es de 933,47 grados Kelvin o de 661,32 grados Celsius o
grados centígrados. El punto de ebullición del aluminio es de 2792 grados Kelvin o
de 2519,85 grados Celsius o grados centígrados
El cableado eléctrico se hace a veces a partir de aluminio o de una combinación de
aluminio y cobre.
El aluminio es muy bueno para absorber el calor. Por lo tanto, se utiliza en la
electrónica (por ejemplo en ordenadores) y transistores como disipador de calor
para evitar el sobrecalentamiento y también algunas casas están techadas con
láminas de aluminio por su bajo costo a comparación de un techo de concreto o
incluso también hay casas o construcciones que están hechas en su totalidad de
láminas de aluminio.
El borato de aluminio se utiliza en la fabricación de vidrio y cerámica.
Otros compuestos de aluminio se utilizan en pastillas antiácidas, purificación de
agua, fabricación de papel, fabricación de pinturas y fabricación de piedras
preciosas sintéticas.
El alumino puede ser usado en losas de tipo bobeda-bovedilla o losa acero
Material
8 esferas de 5 cm de diámetro pintadas de color rojo.
19 esferas de 4 cm de diámetro pintadas de color verde.
21 esferas de 3 cm de diámetro pintadas de color negro.
32 esferas de 2 cm de diámetro pintadas de color amarillo.
1.5 m de alambre cortado en tramos de 10 o 15 cm.
Pistola de silicón.
Barras de silicón.
Plumín
Pinzas
Procedimiento
1. Realizamos la estructura de Lewis en el cuaderno o en una hoja para conocer
como es el modelo a realizar
2. Ya que conocemos el modelos a realizar como
elemento central se utilizara la bola de color rojo, los
finales con las esferas de color verde, el par de
electrones solos con las esferas de color amarillo y
el par de electrones compartidos con las esferas ce
color negro.
3. Con ayuda del silicón caliente pegamos las esferas
de acuerdo con el modelo ya antes realizado en el cuaderno o en la hoja.
4. Ya que la estructura está realizada con las esferas, con el plumín le colocamos
el símbolo del elemento que representa la esfera roja y las esferas verdes.
5. Con el alambre formamos los corchetes y
con un pedazo de papel le colocamos el número
de oxidación las estructuras que llevan este tipo
de complemento.
Conclusiones.
Dominguez Ramos Rubisel: Gracias a las estructuras de Lewis podemos saber
cómo están formados los compuestos o los elementos, que tan firme es su
estructura con sus enlaces y que tanta es su fuerza de atracción ya que algunos
pueden tener doble o triple enlace y a si mismo eso los hace más estables. Y esto
es bueno saberlo ya que varios elementos y compuestos los usamos en la ingeniería
civil.
José María Arenas Magaña: Puedo decir que la diferencia más resaltante de
estos dos tipos en enlaces intermoleculares, radica en la fuerza de atracción entre
ellas, por ejemplo:
Enlace quimico: es la atracción que existe entre los atomos que conforman una
molécula.
Enlace iónico: Se forma por la transferencia de electrones de un atomo a otro.
Enlace covalente: Este enlaces es propia de átomos que poseen poca diferencia en
su electronegatividad.
Bibliografía
Theodore L. Brown, Bruce E. Bursten, Julia R. Burdge. Química: la ciencia central.
Química general: introducción a la química teórica. Cristóbal Valenzuela Calahorro.
Universidad de Salamanca, 1995. ISBN: 8474817838.
Estructura atómica y enlace químico. Jaume Casabó i Gispert. Editorial Reverté,
1997.
Química. American Chemical Society. Editorial Reverté, 2005. ISBN: 8429170014.