TEORIA DE LEWIS DEL ENLACE COVALENTE

Cuando un átomo no tiene 8 electrones en su última capa los puede obtener compartiendo con otro. Se da un enlace covalente.

Cada elemento esta rodeado de ocho

electrones que se representan por puntos o

aspas

Estos electrones forman pares y se busca la

simetría.

Un par de electrones compartidos constituye

un enlace simple.

Representaciones de Lewis

Se dibujan solo los electrones de valencia

Los electrones se representan por puntos o aspas

Se debe procurar que se encuentren en parejas

(pares electrónicos)

El número de pares por los que se opte debe ser

compatible con la valencia

Se disponen alrededor del átomo según la TRPEV

ENLACE COVALENTECuando dos o más átomos con el octeto

incompleto interaccionan comparten electrones para conseguir la estructura de

gas noble

Un par de electrones compartidos

constituye un enlace simple

ENLACES MULTIPLES

Cuando el octeto no se puede obtener

compartiendo un solo par de electrones se

comparten más

Enlaces dobles o triples

Dos pares de electrones compartidos

constituyen un enlace doble y tres un enlace

triple

O O N NCl Cl

Molécula de tetracloruro de carbono

C ClCl

Cl

Cl

Ión nitrito

-

OO

N

N NN+ --

Ión azida

Ión sulfato

S OO

O

O

-

-

APLICACIÓN DE LA REGLA DEL OCTETO

1. Contar todos los electrones de valencia que cada átomo aporta a la molécula.

2. Si la especie es iónica se quitan o ponen los correspondientes.

3. Se distribuyen los electrones restantes en pares.

4. Si se precisan enlaces múltiples estos se asignan a los elementos de mayor valencia.

5. El Hidrogeno y el oxigeno ocupan la posición terminal no central.

6. Los electrones que se van a compartir se calculan con la siguiente regla:

C = N - D S = D - C

C Número de electrones compartidos

N Número de electrones necesarios

D Número de electrones disponibles.

S Número de electrones solitarios

Cada par de electrones compartidos se representa mediante un guión

ENLACE COVALENTE COORDINADO

Nevil Sidwick 1873-1952

Se origina por la unión de un par de electrones no enlazantes de un átomo molécula o ión con una especie química que presenta la capa de valencia parcialmente vacía.

Los dos electrones de uno de los hidrógenos pertenecen al oxigeno

OH

H

H NH

H

H

H

OCTETO INCOMPLETO

El boro el berilio y otros elementos forman

compuestos sin que se cumpla la regla del

octeto.

El boro tiene 6 electrones en su última capa

en lugar de 8 cuando forma enlaces

covalentes.

F

BF F

OCTETO AMPLIADO

La regla del octeto se basa en que el último

nivel es s2p6 pero a partir del tercer nivel

existen otros orbitales d , f al que pueden

promocionar electrones.

Se obtiene estructuras que aunque no

tienen configuración de gas noble,

también son estables

P

ClCl

Cl

Cl Cl

RADICALES

Un radical es un fragmento de molécula

con algún electrón desapareado.

Dos radicales importantes son el metilo y el

hidroxilo

CH

H

H

OH

RESONANCIA

Existen moléculas que pueden tener varias

estructuras equivalentes sin que se pueda

dar preferencia a una sobre las demás

+-

O OO

ESTRUCTURA I ESTRUCTURA II

O O O

-

TRPEV método resumido

1) Tanto los pares electrónicos que forman un

enlace como los pares solitarios se sitúan lo

mas lejos posible unos de los otros, debido

a la repulsión de cargas.

2) La repulsión de los pares solitarios es

superior a las de los pares de enlace.

3) Los pares de electrones de un enlace

múltiple se toman como un único par

METODO RPENV

los pares de puntos de las estructuras de lewís representan pares electrónicos

estos pares se repelen electrostaticamente

la menor energía corresponde a la repulsión mínima

los pares electrónicos de la capa de valencia se aproximan lo mas posible al núcleo y permanecen lo mas distanciados entre si

las repulsiones son mas grandes entre pares solitarios intermedias entre pares enlazantes y pares solitarios y muy débiles entre pares enlazantes

las fuerzas repulsivas disminuyen notablemente con el aumento del ángulo entre pares

son fuertes a 90 º

más débiles a 120º

muy débiles a 180º

NUMERO ESTERICO

Es el numero total de pares electrónicos

(solitarios y enlazantes) alrededor del átomo

central

Numero estérico del S = 5

Cl

Cl

AsCl

S

F

F F

F

NUMERO ESTERICO

Moléculas de lewis

Enlace simple F2 Cl2 H2 HF H Cl HI H2 O SH2 NH3 CH4

Enlace covalente dativo H3 O + NH4+

Enlaces múltiples O2 N2 CO2 CNH

CH2=C H2

Octetos incompletos B Cl3 BF3 Al Cl3 Octetos ampliados H2 SO4 F6 S P Cl5 Radicales CH3 OH

Resonancia SO3 NO3- C6 H6 O3

TRPEV

Lineal

HCl

Angular

H2Otriangular

BF3

Forma de T

F3Cl

Plana cuadrada

Xe F4

Pirámide trigonal

NH3

piramide cuadrada BF5

Octaédrica S F6

bipirámide trigonal PCl 5

TETRAEDRICA CH4

Bipirámide

pentagonal I F7

TRPEV

Lineal H2 Cl H F2 Be CNH CO2

Angular FOH H2 O SO2 O3

Plano trigonal BF3 NO3

Piramide trigonal NH3 SO3= PCl3 ClO3

- NF3

Forma de t Cl F3

Plana cuadrada Xe F4

Tetraedro deformado SF4

Tetraedro CH4 SO4= Xe O4

Bipiramide trigonal PCl5 Bipiramide cuadrada BrF5

Octaedrica SF6 Xe O64-

Bipiramide pentagonal IF7

Enlace iónico según la teoría de Lewis

En el enlace iónico el octeto

se obtiene por cesión a

captación completa. No se

comparten.

Formación de un enlace iónico

En general el enlace iónico se forma entre átomos cuya diferencia de electronegatividad es grande.

Si es intermedia puede darse un enlace covalente polar

Representación de un enlace iónico

1) Se dibuja el ión mas probable ( normalmente el que tiene 8 electrones en su última capa).

2) En el ión negativo se dibujan los pares indicando la carga en la parte superior derecha y todo entre corchetes

3) En el ión positivo no se dibujan los pares pero se indica la carga positiva en la parte superior derecha, todo entre corchetes.

4) Se ordenan: primero el electropositivo y después el electronegativo

Ión cloruro(en los iones se usan corchetes)

-Cl

Representación del cloruro sódico(se usan corchetes)

-Cl

+N a