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Lic. Jonathan Alvarado Murillo.
Estructura de Lewis, Enlace
Químico, Geometría Molecular y
Polaridad del Enlace.
10º año. Lic. JAM 1
Estructura de Lewis.
Esta corresponde a la representación
gráfica de la distribución de los
diferentes e- en los orbitales ya sea
cuando estos participan en un enlace
o en un átomo en su estado basal.
Esta fue concebida por el
señor Gilbert Newton Lewis. Luego de obtener su Ph.D. permaneció
como instructor durante un año antes de viajar con una beca, estudiando con el físico químico Wilhelm Ostwald en Leipzig y Walter Nernst en Göttingen. Retornó a Harvard donde permaneció tres años más, y en 1904 la abandonó para ocupar el cargo de superintendente de pesos y medidas en la Oficina de ciencia de las Islas Filipinas, Manila.
Al año siguiente retornó a Cambridge, cuando el Instituto Tecnológico de Massachusetts (MIT) le propuso unirse a un grupo dedicado a la físico química dirigido por Arthur Amos Noyes. En 1907 pasó a desempeñarse como profesor asistente, en 1908 como profesor adjunto y en 1911 como profesor titular. En 1912 dejó el MIT para desempeñarse como profesor de físico química y Decano del Colegio de química en la Universidad de California.
En 1908 publicó el primero de varios artículos sobre la Teoría de la relatividad, en el cual dedujo la relación masa-energía por un camino distinto que Einstein.
El octeto: se refiere a que cada
átomo debe completar 8 e- en su
capa de valencia
(Representativos).
Existen excepciones a esta regla como son:
H= 2e-.
Be= 4e-.
B= 6e-.
Al= 6e-.
Lewis para átomos:
Para determinar la estructura de Lewis de un átomo representativo, es necesario primero determinar la configuración electrónica condensada para dicho átomo. Veamos el ejemplo para el Nitrógeno.
Recordemos que para los Elementos Representativos lo importante es representar los e- de valencia, estos se encuentran en los orbitales s y p, por lo cual es necesario disponer de 4 orientaciones para incluir los e- en los diferentes orbitales. Si observamos, podemos darnos cuenta que alrededor de cada uno de los símbolos existen exactamente 4 espacios disponibles que podríamos utilizar para representar las orientación de los orbitales s y p, por orden vamos suponer que en la parte superior del elemento vamos a colocar los e- del orbital s, a la derecha vamos a ubicar el px, en la parte inferior el py y a la izquierda ubicaremos el pz.
De esta manera la estructura de Lewis para
el átomo de Nitrógeno es:
Enlace químico.
Es la energía que mantiene
unidos a los átomos de una
molécula o compuesto.
Enlaces químicos.
1) Enlace Metálico.
2) Enlace Iónico.
3) Enlace Covalente.
3.1) Covalente No Polar.
3.2) Covalente Polar.
1) Enlace Metálico. Es un enlace químico
que mantiene unidos
los átomos (unión
entre núcleos
atómicos y
los electrones de
valencia, que se
juntan alrededor de
éstos como una
nube) de
los metales entre sí.
1) Propiedades del enlace metálico. 1) A excepción del mercurio son sólidos en condiciones
ambientales normales.
2) Suelen ser opacos y brillantes
3) Tienen alta densidad.
4) Son dúctiles.
5) Son maleables.
6) Tienen un punto de fusión alto.
7) Son buenos conductores del calor.
8) Son buenos conductores de electricidad.
9) Presentan el llamado "efecto fotoeléctrico"; es decir,
cuando son sometidos a una radiación de determinada
energía, emiten electrones.
10) Se suelen disolver unos en otros formando
disoluciones que reciben el nombre de aleaciones.
2) Enlace Iónico. Este se lleva a cabo entre un átomo con una alta
Afinidad Electrónica y otro con una baja Energía de
Ionización. En otras palabras un átomo pierde e- y el
otro los gana.
Enlace iónico. Características:
1)Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico.
2)Altos puntos de fusión (entre 300 °C y 1000 °C)
3)Altos puntos de ebullición.
4)Una vez en solución acuosa son excelentes conductores
de electricidad.
5)En estado sólido no conducen la electricidad. Si utilizamos un
bloque de sal como parte de un circuito en lugar del cable, el
circuito no funcionará. Así tampoco funcionará una bombilla si
utilizamos como parte de un circuito un cubo de agua, pero si
disolvemos sal en abundancia en dicho cubo, la bombilla del
circuito se encenderá. Esto se debe a que los iones disueltos de la
sal son capaces de acudir al polo opuesto (a su signo) de la pila
del circuito y por ello éste funciona.
Criterios para determinar el Enlace Iónico.
1) Diferencia
de electronegatividad.
2) Familias de cada
elemento.
3) Transferencia de electrones.
1) Diferencia de electronegatividad.
Se toman las electronegatividades de cada
átomo y se restan, se esa diferencia es > 2,0 es
un Enlace Iónico. Ejemplo: NaCl.
Cl = 3,0
Na= 0,9
Dif. = 2,1
Posee Enlace Iónico.
2) Familias de cada elemento.
NaCl.
Elemento. Familia o grupo.
Na 1
Cl 17
Los enlaces iónicos típicos son los que se
forman con la participación de elementos
químicos del grupo 1 con el grupo 16 o 17.
También aquellos elementos del grupo 2
con el grupo 16 o 17.
Es un enlace iónico típico.
3) Transferencia de electrones.
Es un enlace iónico típico debido a que
tenemos un átomo que desea perder e- (Na) y
otro átomo que desea ganar e- (Cl).
Cl{Ne} 3s23p5.
Na{Ne} 3s1.
3) Enlace Covalente. Este se lleva a cabo entre átomos con afinidades
electrónicas similares. En otras palabras estos
átomos comparten electrones para completar el
octeto.
Enlace Covalente. Características:
1) Temperaturas de fusión baja.
2) Temperaturas ebullición bajas.
3)En condiciones normales de presión y
temperatura (25 °C aprox.) pueden ser sólidos, líquidos o
gaseosos
4) Son blandos en estado sólido.
5) Son aislantes de corriente eléctrica y calor.
6)Solubilidad: las moléculas polares son solubles en
disolventes polares y las apolares son solubles en
disolventes apolares (semejante disuelve a semejante).
Criterios para determinar el
Enlace Covalente.
1) Diferencia
de electronegatividad.
2) Familias de cada elemento.
3) Transferencia de electrones.
1) Diferencia de electronegatividad.
Se toman las electronegatividades de cada
átomo y se restan, se esa diferencia es <= 1,9
es un Enlace Iónico. Ejemplo: CO2.
O = 3,5.
C= 2,5.
Dif. = 1,0.
Posee Enlace Covalente.
2) Familias de cada elemento.
CO2.
Elemento. Familia o grupo.
C 14
O 16
Los enlaces iónicos típicos son los que se
forman con la participación de elementos
químicos QUE NO SEAN del grupo 1 con
el grupo 16 o 17. También aquellos
elementos del grupo 2 con el grupo 16 o 17.
Es un enlace covalente típico.
3) Transferencia de electrones.
Es un enlace COVALENTE típico debido a que
tenemos átomos que desean COMPARTIR e-
para completar el OCTETO.
O{He} 2s22p4.
C{He} 2s22p2.
C{He} 2s22p2.
Estructura de Lewis
para moléculas.
Estructura de Lewis para
moléculas.
Esta es una representación grafica de la
distribución de los e- en los diferentes
orbitales en un compuesto o molécula.
Esta se concibe para compuestos o
moléculas de tipo covalente.
Existen dos métodos para realizarla: a)
partiendo de las estructura de Lewis para
átomos o b) por medio de un método
algebraico.
Caso a): utilizamos la estructura
de Lewis para átomos. Si me pidieran determinar la estructura de
Lewis para el CH4, debemos determinar la
estructura de Lewis para cada átomo,
veamos:
Unimos los elementos, hasta que cada uno de ellos completen
el octeto, debemos recordar que se deben acomodar los e-
hasta que TODOS COMPLETEN EL OCTETO.
Caso a): utilizamos la estructura
de Lewis para átomos. Para determinar la estructura de Lewis para
el H2SO4, debemos escribir primero la
estructura de Lewis para cada átomo,
veamos:
Acomodamos los e- hasta que TODOS lo elementos
completen el Octeto.
Cuando un átomo aporta
los 2 e- para formar el
enlace se le conoce
como Enlace Covalente
Coordinado o Dativo.
Otros ejemplos de
estructura de Lewis
para moléculas.
CCl4, Tetracloruro de carbono. Primero debemos determinar la estructura de
Lewis para cada átomo, veamos:
Unimos los elementos, hasta que cada uno de ellos completen el
octeto, debemos recordar que se deben acomodar los e- hasta que
TODOS COMPLETEN EL OCTETO.
HNO3, Ácido nítrico.
Primero debemos determinar la estructura de
Lewis para cada átomo, veamos:
Unimos los elementos, hasta que cada uno de ellos completen el
octeto, debemos recordar que se deben acomodar los e- hasta que
TODOS COMPLETEN EL OCTETO.
HCN, Ácido cianhídrico. Primero debemos determinar la estructura de
Lewis para cada átomo, veamos:
Unimos los elementos, hasta que cada uno de ellos
completen el octeto, debemos recordar que se deben
acomodar los e- hasta que TODOS COMPLETEN EL
OCTETO.
Caso b): Cálculo algebraico.
En este tenemos varios conceptos:
N: Cantidad de e- que necesita un elemento para completar el octeto.
A: e- que posee un elemento en su capa de valencia.
S: e- disponibles para formar enlaces.
e-.n.c: e- no compartidos, o sea no forman enlaces, se obtienen mediante la fórmula: e-.n.c = A-S.
Para el CH4
N= 1.8 + 4.2 = 16 e-.
A= 1.4 + 4.1 = - 8 e-.
S= 8e- (÷ 2) 4 enlaces.
e-.n.c= A-S= (8e-) – (8e-) = 0 e-.
Para el H2SO4
N= 2.2 + 1.8 + 4.8 = 44 e-.
A= 2.1 + 1.6 + 4.6 = - 32 e-.
S= 12 e- (÷ 2) 6 enlaces.
e-.n.c= A-S= (32 e-) – (12 e-) = 20 e-.
Geometría Molecular.
La forma real de las
moléculas.
Modelo de repulsión de los pares electrónicos
de la capa de valencia (RPECV)
La geometría que adopta la molécula es aquella en que la
repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia
(enlazantes o libres) es mínima.
Dos reglas generales:
Los dobles y triples enlaces se pueden tratar como enlaces
sencillos.
Si una molécula tiene dos o más estructuras resonantes, se
puede aplicar el modelo RPECV a cualquiera de ellas
En el modelo de RPECV, las moléculas se dividen en dos
categorías:
Las que tienen pares de electrones libres en el átomo central.
Las que no tienen pares de electrones libres en el átomo
central.
O = O - O O - O = O
Densidad Electrónica: es toda
aquella región en donde podemos
encontrar e-, sin importar si
estos son e-.n.c o forman
enlaces, un enlace se toma
como una región.
Concepto importante.
Densidad electrónica:
Este compuesto posee 4 densidades
electrónicas debido a que hay cuatro regiones
en las cuales encontramos e-. En este caso
esos e- están formando enlaces, pero cada
enlace se cuenta como una región. Y más
importante aún es que no hay e-.n.c.
Densidad electrónica:
Este compuesto posee 4 densidades
electrónicas debido a que hay cuatro regiones
en las cuales encontramos e-. En este caso
esos e- NO ESTÁN FORMANDO ENLACES,
pero son regiones donde están presentes,
cada par de e-.n.c se toma como una
región.
Pasos para la aplicación del modelo RPECV
1)Se escribe la estructura de Lewis correcta para cada
compuesto.
2)Se cuenta el número de densidades electrónicas que
rodean al átomo central (sin importar si son
e-.n.c o enlaces).
3)Se cuenta la cantidad de e-.n.c únicamente.
4)Se compara la cantidad de densidades electrónicas en
la columna 1.
5)Luego comparamos en la columna 2 la cantidad de de
e-.n.c.
6)En la columna 3 se nos indicará la Geometría
Molecular esperada y en la 4 los ángulos aproximados.
Veamos.
Posee 4 densidades electrónicas (Paso 2).
Posee 0 e-.n.c (no tienen puntos alrededor
del átomo central) (Paso 3).
Revisamos la tabla.
El CH4 posee 4
densidades
electrónicas.
Pero hay 3
casos de
geometrías en
las cuales hay 4
densidades
electrónicas.
Continuación.
El CH4 posee
4 densidades
electrónicas.
Pero también
0 e-.n.c. Por lo tanto su
geometría
molecular es
Tetraédrica,
con ángulos de
109,47º
aproximadamen
te.
Veamos.
Posee 4 densidades electrónicas (Paso 2).
Posee 4 e-.n.c (tiene puntos alrededor del
átomo central) (Paso 3).
Revisamos la tabla.
El H2O posee 4
densidades
electrónicas.
Pero hay 3
casos de
geometrías en
las cuales hay 4
densidades
electrónicas.
Continuación.
El H2O posee
4 densidades
electrónicas.
Pero también
4 e-.n.c. Por lo tanto su
geometría
molecular es
Tetraédrica,
con ángulos de
109,47º
aproximadamen
te.
Gracias por su
atención.
Si tienen alguna consulta pueden
realizarla a [email protected]
o al 8814-9166.