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Estructuras de Lewis
(excepciones a la regla del
octeto)
Química General I
2019
Escritura de las estructuras de
Lewis• 1. escriba la estructura fundamental del
compuesto mediante símbolos químicos para
mostrar que átomos están unidos entres sí. (El
átomo menos electronegativo ocupa la posición
central).
• 2. Cuente el número total de electrones de
valencia presentes. En aniones poliatómicos
sume el número total de cargas negativas. En
los cationes poliatómicos reste las cargas
positivas del total
• 3. dibuje un enlace covalente sencillo
entre el átomo central y cada uno de los
átomos que los rodean. Complete los
octetos de los átomos enlazados al átomo
central. (El número total de electrones fue
el que se determinó en el paso 2).
• 4. Al terminar los pasos 1-3, si el átomo
central tiene menos de 8 electrones trate
de formar enlaces dobles o triples,
utilizando de los átomos circundantes para
completar el octeto del átomo central.
Ejercicio No.1
• Escriba la estructura de Lewis del
trifluoruro de nitrógeno (NF3), donde los
tres átomos de F están enlazados al
átomo de N.
Ejercicio No.2
• Escriba la estructura de Lewis del ácido
nítrico, donde los tres átomo de O están
enlazados al atomo central (N) y el
hidrógeno está enlazado a un O
Ejercicio No.3
• Escriba la estructura de Lewis para el ion
carbonato (CO32-)
• .
Ejercicio No.4
• Escriba la estructura de Lewis para el ion
nitrito (NO2-)
Tarea
• Escriba la estructura de Lewis de:
• Dióxido de carbono (CO2)
Carga Formal en las
estructuras de Lewis• En un átomo, es la diferencia de carga
eléctrica entre los electrones de valencia
de un átomo aislado y el número de
electrones asignados a ese átomo en una
estructura de Lewis.
• En las moléculas neutras, la suma de las
cargas formales debe ser cero.
• En los cationes, la suma de las cargas
formales debe ser igual a la carga
positiva.
• En los aniones la suma de las cargas
formales debe ser igual a la carga
negativa
¿Cómo calculamos la carga
formal del ion carbonato?
• Electrones de valencia – electrones no enlazantes –
(1/2) electrones enlazantes
Ejercicio
• Calcule la carga formal de los atomos del
ion nitrito.
Si una especie tiene mas de una
estructura de Lewis posible…• 1. Si es una molécula neutra, se prefiere la que
no tiene cargas formales, en vez de la que si
tiene.
• 2. Son menos probables las estructuras con
cargas formales grandes que las que tienen
pequeñas.
• 3. Cuando hay varias estructuras de Lewis con
la misma distribución de carga, la estructura
mas razonable es la que tiene las cargas
formales negativas en los átomos mas
electronegativos.
Resonancia • Una estructura de resonancia es una de
dos o más estructuras de Lewis para una
sola molécula, la cual no se puede
representar adecuadamente mediante una
sola estructura de Lewis.
La doble flecha señala que las estructuras
mostradas son estructuras de resonancia.
Excepciones a la regla del
octeto• Octeto incompleto
• Numero impar de electrones
• Numero mayor a 8 electrones de valencia
OCTETO INCOMPLETO
• Algunos compuestos el
número de electrones
que rodean al átomo
central es menor a 8 y la
estructura es estable.
• Un ejemplo son los
compuestos de:
Be (2 electrones de
valencia)
B (3 electrones de
valencia) forma BX3
Excepciones a la regla del
octeto.• Compuestos del tipo
AlX3
• (Al tiene 3 electrones
de valencia)
– Donde X es un
halógeno.
Estructuras con número impar
de electrones• El óxido nítrico
• El dióxido de nitrógeno
• Tienen un número de electrones impares y son estables.
Estructuras con el octeto
expandido.
• Ciertos haluros (elementos combinados con halógenos) de no metales pesados tienen una estructura en la que el átomo central está rodeado de mas de 8 electrones (octeto expandido)
• Tienen que haber orbitales d disponibles o sea que solo puede ocurrir alrededor de átomos de los elementos que se encuentran del tercer período en adelante.
Octeto expandido
En el caso del sulfato, cuál es la
mejor estructura?
Dibuje la estructura de Lewis
del XeF4
Cuando se dibujan las estructuras de
Lewis de compuestos que tienen un
átomo central del tercer periodo y
sucesivos, algunas veces satisfacen la
regla del octeto para todos los átomos
pero hay electrones de valencia que faltan
por ubicarse, si se da el caso, colocarlos
como pares libres en el átomo central.
Polaridad en el enlace
Enlaces covalentes puros,
covalentes polares y enlaces
iónicos.
H F FH
El enlace polar es un enlace covalente donde la
diferencia de electronegatividad entre los dos átomos
no es muy grande ( mayor a 0 y menor a 1.7)
Alta electronegatividad
Mediana electronegatividadmucha e-mediana e-
d+ d-
9.5
Enlace Covalente Puro
• Es el enlace que esta presente
en las moléculas diatómicas
homonucleares. (hidrógeno H2,
oxígeno O2, nitrógeno N2, flúor
F2, bromo Br2, yodo I2, cloro
Cl2)
• Se caracteriza porque los
electrones se comparten
equitativamente.
• La diferencia de
electronegatividades en este
tipo de moléculas es 0
La electronegatividad es la capacidad de un átomo
para atraer los electrones de otro átomo en un enlace
químico.
Electronegatividad - relativa, F es el más electronegativo
9.5
Electronegatividades en la tabla periodica
Covalente
comparte e-
Covalente Polar
Transferencia parcial de e-
Iónico
transferencia e-
- Electronegatividad +
Clasificación de los enlaces por electronegatividad
Diferencia Tipo de enlace
0 Covalente Puro
1.7 Iónico
0 < y < 1.7 Covalente Polar
9.5
Clasifique los siguientes enlaces en iónicos, covalentes
polares y covalentes:
• a) CsCl
• b) H2S
• c) N2
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 Puro
9.5
Geometría molecular
Química General I
2019
Geometría molecular
• Es la disposición en el espacio de los átomos de
una molécula alrededor de un átomo central.
• Es necesario considerar todos los pares de
electrones (de enlace y de no enlace) alrededor
del átomo central. Estos se llaman PARES
ESTEREOACTIVOS, ya que contribuyen a la
geometría de la molécula.
Geometría molecular
• Los pares estereoactivos son:
– Pares de enlace
– Pares libres o de no enlace
• Siempre y cuando estén alrededor del
átomo central. Por tanto es fundamental
identificar a este átomo central.
Geometría molecular
• Principio que rige la geometría molecular: Cargas iguales se repelen, cargas distintas se atraen.
• Esto afecta la geometría molecular y se resume en la TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES ELECTRONICOS DEL NIVEL DE VALENCIA RPENV.
• La teoría RPENV indica que los pares de electrones en el nivel de valencia tienden a alejarse entre si lo mas posible.
Geometría molecular
Moléculas o iones sólo con pares
de enlace. (sin pares electrónicos
libres)
Geometría molecular
• Geometrías sólo con pares de enlace.
– A las geometrías que se generan se les conoce como geometrías fundamentales.
– En este curso se estudiaran únicamente 6 geometrías fundamentales, pero existen más.
– Todas ellas son estructuras de alta simetría.
¿Qué es la simetría?
• Es un concepto difícil de definir dadas sus
aplicaciones tan variadas en los campos
de:
– La matemática
– La física
– La química
– La biología
Simetría
• Es un rasgo característico de las formas geométricas.
• Es básicamente la cualidad que tienen las formas geométricas de proporcionalidad de referencia espacial.
• En las formas geométricas, la simetría está asociada a transformaciones geométricas por rotación, reflexión o traslocación.
Geometría con 2 pares de
enlace.
Geometría lineal
• Se busca que los pares de enlace estén lo
mas alejado posibles uno del otro.
• Moléculas de este tipo: las que forman el
Be, Zn, Cd, Hg, por ejemplo: HgCl2, ZnCl2,
BeF2.
Cl ClBe
2 átomos enlazados al átomo central
0 pares de electrones libres en el átomo central
Geometría con 3 pares de
enlace.
Geometría con 4 pares de
enlace.
Todas las posiciones
son equivalentes
Todas las posiciones
son equivalentes
Geometría con 5 pares de
enlace
10.1
Posición axial
Posición axial
3 posiciones
ecuatoriales
Las posiciones:
•Axiales
•Ecuatoriales
No son equivalentes
Geometría con 6 pares de
enlace
Todas las posiciones
son equivalentes,
no hay posiciones
axiales ni ecuatoriales
Geometría Molecular
Moléculas con pares de enlace y
de no enlace alrededor del átomo
central.
Comparación de la repulsión entre pares de electrones
Los pares de electrones libres repelen mas que los pares de enlace.
Clase
# de átomos
pegados al
átomo central
# de pares
libres en el
átomo
central
Arreglo de los
pares de
electrones
Geometría
molecular
RPECV
AB3 3 0triangular
plana
triangular
plana
AB2E 2 1 triangular
planaangular
Angulos, menores a 180º
Clase
# de átomos
pegados al
átomo central
# de pares
libres en el
átomo
central
Arreglo de los
pares de
electrones
Geometría
molecular
RPECV
AB3E 3 1
AB4 4 0 tetrahédrica tetrahédrica
tetrahédricatriangular
piramidal
Conocida también como pirámide triangular
Ángulos menores a 109.5º
Clase
# de átomos
pegados al
átomo central
# de pares
libres en el
átomo
central
Arreglo de los
pares de
electrones
Geometría
molecular
RPECV
AB4 4 0 tetrahédrico tetrahédrico
AB3E 3 1 tetrahédricotriangular
piramidal
AB2E2 2 2 tetrahédrico angular
H
O
H
Ángulos menores a 109.5º
Clase
# de átomos
pegados al
átomo central
# de pares
libres en el
átomo
central
Arreglo de los
pares de
electrones
Geometría
molecular
RPECV
AB5 5 0 triangular
bipiramidal
triangular
bipiramidal
AB4E 4 1 triangular
bipiramidal
tetrahedro
deformado
Llamada también silla de montar o tetrahedro irregular.
Ángulos entre posiciones axiales menor a 180º, entre posiciones ecuatoriales menor
a 180º y entre posiciones axiales y ecuatoriales menor a 90º
Clase
# de átomos
pegados al
átomo central
# de pares
libres en el
átomo
central
Arreglo de los
pares de
electrones
Geometría
molecular
VSEPR
AB5 5 0triangular
bipiramidal
triangular
bipiramidal
AB4E 4 1triangular
bipiramidal
tetrahedro
deformado
AB3E2 3 2triangular
bipiramidalForma de
T
ClF
F
F
Ángulos menores a 90º entre posiciones axiales-ecuatoriales y menores a
180º entre posiciones axiales.
Clase
# de átomos
pegados al
átomo central
# de pares
libres en el
átomo
central
Arreglo de los
pares de
electrones
Geometría
molecular
VSEPR
AB5 5 0triangular
bipiramidal
triangular
bipiramidal
AB4E 4 1triangular
bipiramidal
tetrahedro
deformado
AB3E2 3 2triangular
bipiramidal
en forma
de T
AB2E3 2 3triangular
bipiramidallineal
I
I
I
Ángulos de 180º exactos.
Alta simetría molecular.
Clase
# de átomos
pegados al
átomo central
# de pares
libres en el
átomo
central
Arreglo de los
pares de
electrones
Geometría
molecular
VSEPR
AB6 6 0 octahédricooctahédrico
AB5E 5 1 octahédricopiramidal
cuadrada
Br
F F
FF
F
Ángulos menores a 90º
Clase
# de átomos
pegados al
átomo central
# de pares
libres en el
átomo
central
Arreglo de los
pares de
electronesGeometría
molecular
VSEPR
AB6 6 0 octahédricooctahédrico
AB5E 5 1 octahédricopiramidal
cuadrada
AB4E2 4 2 octahédrico cuadrada plana
Xe
F F
FF
Ángulos de exactamente 90º, alta simetría molecular
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?
SO O
AB2E
angular
S
F
F
F F
AB4E
tetrahedro
deformado