Estructuras de Lewis y la regla del octeto En 1916 el químico

Estructuras de Lewis y la regla del octeto
En 1916 el químico estadounidense Gilbert Newton Lewis y el físico
alemán Walter Kossel, de forma independiente, idearon un modelo
sencillo para representar a los electrones externos de un átomo. Este
sistema se basa en representar a los electrones llamados de
“valencia” como puntos alrededor de la representación simbólica del
átomo. Es decir:
Configuración electrónica
1s1
1s2
1s22s22p1
Símbolo
H
He
B
Representación
H•
•He•
•B•
Para Kossel, el octeto de electrones se logra mediante la pérdida de
electrones en un átomo y la ganancia de electrones en el otro, lo que
da lugar a los iones correspondientes. Enlace iónico.
Por su parte Lewis, abrió la posibilidad de que los átomos compartan
electrones. Enlace covalente.
Problema:
Escribe con estructuras de Lewis la reacción de formación del
fluoruro de Magnesio.
Para escribir las estructuras de Lewis
• Observa el tipo y número de átomos que tiene el compuesto a
partir de su fórmula química.
• Determina el número de electrones de valencia que tiene cada
átomo (para ello utiliza su posición en la tabla periódica).
• Dibuja una propuesta de esqueleto para el compuesto. Para ello
coloca al átomo menos electronegativo (que no sea el
hidrógeno) en el centro y coloca a los demás a su alrededor,
después únelos al átomo central con líneas rectas (éstas
representan un par de electrones cada una).
• Coloca los puntos alrededor de los átomos de tal manera que
cada uno tenga ocho electrones (regla del octeto). El hidrógeno
es una excepción y sólo tendrá dos puntos.
• Verifica que el número total de electrones de valencia de cada
átomo esté plasmado en tu estructura. De lo contrario,
posiblemente será un compuesto que no satisfaga la regla del
octeto.
molécula
CHCl3
Tipo
y
número de
átomos que
forman la
molécula
C=1
H=1
Cl=3
Electrones
de valencia
de
cada
átomo
Número
Estructura
total
de del
electrones
esqueleto
de valencia
C=4
H=1
Cl=7
C=1*4=4
H=1*1=1
Cl=3*7=21
Total=26
Arreglo de
los puntos
Enlaces dobles y triples
Las moléculas covalentes muchas veces tienen enlaces dobles o
triples, por ejemplo, cómo podemos explicar que el oxígeno molecular
sea diatómico y el nitrógeno molecular, también.
molécula
CO2
Tipo
y
número de
átomos que
forman la
molécula
C=1
O=2
Electrones
de valencia
de
cada
átomo
Número
Estructura
total
de del
electrones
esqueleto
de valencia
C=4
O=6
C=1*4=4
O=2*6=12
Total=16
Arreglo de
los puntos
O⎯C⎯O
¿Cómo explicarías la formación del ozono?
Iones poliatómicos:
Para las especies poliatómicas con carga neta, a pesar de que se trata
de iones, los enlaces entre los átomos son de tipo COVALENTE.
NH4+ ion amonio
CO32- ion carbonato
Para escribir las estructuras de Lewis se debe proceder igual que para
los compuestos neutros, pero se considera la carga del ion.
Por ejemplo, para el ClO4-
Molécula
ClO4-
Tipo
y Electrones
número de de valencia
átomos
de
cada
átomo
Cl = 1
Cl = 7
O=4
O=6
Número total Estructura
de
del
electrones
esqueleto
de valencia
Cl=1*7 =7
O=4*6=24
Carga ion=
1Total= 32
Arreglo de
puntos
Construye las estructuras de puntos de los siguientes iones NH4+,
CO3-, SiO32-
Limitaciones de la regla del octeto:
Existen algunos átomos que no cumplen con la regla del octeto al ser
estables con menos o más electrones, por ejemplo:
El boro tiene tres electrones de valencia. Cuando formamos el
trifluoruro de boro sólo completa seis electrones a su alrededor.
Ejemplo de átomos con más de ocho electrones son el fósforo y el
azufre. El fósforo tiene cinco electrones de valencia y el azufre seis.
Cuando se combinan con algún halógeno pueden compartir 10 y 12
electrones. A esta situación se le conoce como expansión del octeto.
TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES ELECTRÓNICOS DE
VALENCIA (VSEPR)
Los electrones de la última capa son los ELECTRONES DE
VALENCIA.
La teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia
nos ayuda a entender y a acomodar el arreglo espacial de los átomos
en una molécula o ion poliatómico.
Ideas básicas de la teoría de repulsión de pares electrónicos de
valencia:
- Cada par de electrones de valencia que se encuentre sobre el
átomo central es significativo.
- Los pares de electrones de valencia sobre el átomo central se
repelen entre sí.
- Estos pares se acomodan sobre el átomo central de tal forma
que las repulsiones entre ellas sean lo más pequeñas posibles.
Primero debemos contar las regiones de alta densidad electrónica:
Cada átomo enlazado se contabiliza como una región de alta densidad
alrededor del átomo central:
A) Cada átomo enlazado se contabiliza como una región de alta
densidad sobre una región de alta densidad electrónica, si el
enlazamiento es simple, doble o triple.
B) Cada par no enlazado de electrones de valencia sobre el átomo
central se contabiliza como una región de alta densidad
electrónica.
Fórmula
NH3
Estructura de Lewis
Átomo central
N
Número de átomos enlazados al átomo central 3
Número de pares libres alrededor del átomo central 1
Número total de regiones de alta densidad electrónica 4
Teoría de enlace Valencia
La Teoría de enlace Valencia se basa en suponer que aquellos
orbitales del átomo central que contienen a los electrones de
valencia, no pueden combinarse como están y por ello son
hibridizados (se combinan) para formar orbitales nuevos con un
electrón cada uno y con la capacidad de aceptar un electrón del
átomo ligante. También hace uso de las regiones de alta densidad
electrónica para predecir el acomodo espacial de los átomos en las
moléculas o iones poliatómicos.
Regiones de Geometría electrónica
alta densidad
electrónica
2
3
4
5
6
Lineal
Trigonal plana
Tetraédrica
Bipirámide trigonal
Octaédrica
hibridación Orbitales atómicos
de la capa de
valencia que se
combinan
sp
Un s, un p
2
sp
Un s, dos p
3
sp
Un s, tres p
3
sp d
Un s, tres p, un d
3 2
sp d
Un s, tres p, dos d
Los orbitales atómicos dan lugar a lo que se conoce como orbitales
híbridos. El número de regiones de alta densidad electrónica que se
encuentran sobre el átomo central sugiere el tipo de hibridación que
tiene la molécula.
Geometría electrónica lineal (especies tipo AB2, sin pares de
electrones libres sobre A).
La mayoría de las moléculas lineales tienen un átomo central y dos
átomos del otro elemento ligados al central (AB2).
Las sustancias más comunes son: BeCl2, BeBr2, BeI2, CdX2, donde
X= Cl, Br, I. Sustancias cuya estructura es lineal (ángulo de enlace
de 180°).
Supongamos la molécula de BeCl2. La configuración electrónica del
berilio y del cloro en su estado basal son:
Be
1s
2s
1s
↑↓
↑↓
Cl ↑↓
2s
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
Cl
Be[He]
2p____ 3s
Be
3p___
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑_
Cl
Be[He]
2s
2p
2p
2s
hibridación
Be[He]
2p
sp
El número de orbitales híbridos debe ser SIEMPRE igual
al número de orbitales atómicos que se hibridizan.
Be
2s
Be
Be
Be
+
representación
simplificada de los
orbitales híbridos sp
dos orbitales
híbridos sp
2p
Cl
3p
:
Be
:
dos sp
Cl
3p
Esta hibridación explica que el acomodo espacial de la molécula sea
lineal,
lo
que
es
consistente
con
lo
que
se
observa
experimentalmente.
La hibridación sp se lleva a cabo cuando en el átomo central existen
dos regiones de alta densidad electrónica. (2 RADE)
Geometría electrónica trigonal plana (especies tipo AB3, sin
pares de electrones libres sobre A).
Datos experimentales y estructuras de Lewis:
El boro es un elemento del grupo IIIA forma una gran cantidad de
compuestos covalentes con tres átomos enlazados.
Los ejemplos típicos incluyen al trifluoruro de boro (T.f. -127°C);
tricloruro de boro (T.f. -107°C); etc. Todas son moléculas trigonales
planas y no polares.
B
F
120°
:
F
:
:
:
: F:
B
F
:
:F:
F
120°
B
F
F
120°
F
Las configuraciones electrónicas del boro y del flúor en su estado
basal son:
B [He]
2p
2s
B [He]
hibridación
2p
sp2
Los tres orbitales híbridos apuntarán hacia los vértices de un
triángulo equilátero.
2p
2p
B
+
B
+
120°
B
B
B
tres orbitales
híbridos sp2
F
orbitales híbridos sp2
orbitales 2p
B
F
F
Esta hibridación explica que el acomodo espacial de la molécula sea
trigonal plana, lo que es consistente con lo que se observa
experimentalmente.
La hibridación sp2 se lleva a cabo cuando en el átomo central existen
tres regiones de alta densidad electrónica. (3 RADE)
Geometría electrónica tetraédrica (especies tipo AB4, sin pares
de electrones libres sobre A).
Cada elemento del grupo IVA tiene cuatro electrones de valencia (o
en el más alto nivel electrónico). Estos elementos forman
compuestos covalentes y muchos en muchos de ellos se comparten
los cuatro electrones de valencia con cuatro átomos distintos.
Entre los ejemplos típicos se incluyen a: CH4 (T.f. −182°C), CF4
(T.f. −184°C), CCl4 (T.f. –23°C), SiH4 (T.f. −185°C), SiF4 (T.f.
−90°C).
Todas son tetraédricas y son moléculas no polares. El ángulo de
enlace reportado es de 109.5°. El átomo central está ubicado en el
centro del tetraedro y los otros cuatro átomos se encuentran en los
vértices del mismo.
C [He]
2s
C [He]
2p
hibridación
sp3
C
+
C
+
+
C
C
C
109.5°
2s
cuatro orbitales sp3
hibridos
orbitales 2p
:
H
C
H :
:
:H
H
La hibridación sp3 se lleva a cabo cuando en el átomo central
se encuentra cuatro regiones de alta densidad electrónica. (4
RADE)
Geometría electrónica tetraédrica – especies AB3U
(un par de electrones libres sobre A)
Los elementos que pertenecen a la familia VA tienen cinco
electrones en su capa de valencia. Estos electrones son
compartidos
con
otros
átomos
formando
compuestos
covalentes. Algunos ejemplos son el amoniaco, el trifluoruro
de nitrógeno. Estas moléculas presentan una estructura
piramidal.
A pesar de que tienen cuatro regiones de alta densidad
electrónica sobre el átomo central, al ángulo que se forma
entre los enlaces es ligeramente menor que en las moléculas
tipo AB4 debido a que el par de electrones libre ocupa un
espacio mayor que los pares de electrones de enlace.
:
H
H
H
C
H
109.5°
N
H
H
H
107°
Las moléculas o iones del tipo AB3U tienen cuatro regiones
de alta densidad electrónica alrededor del átomo central.
Usualmente se considera que tienen geometría tetraédrica o
de pirámide trigonal y una hibridación sp3 sobre el átomo
central.
Geometría electrónica tetraédrica – especies AB2U2
(dos pares de electrones libres)
Los elementos del grupo VIA tienen seis electrones de
valencia en su nivel de mayor energía. Estos elementos
forman compuestos covalentes en donde comparten dos
electrones adicionales de otros dos átomos.
Los ejemplos típicos son el agua, el sulfuro de hidrógeno, y el
óxido de dicloro. Estas moléculas presentan cuatro regiones
de alta densidad electrónica; sin embargo, el ángulo de
enlace es mucho menor que entre las moléculas tipo AB4 y
que las AB3U.
Esto es debido a que la repulsión que existe entre los dos
pares de electrones libres es mucho mayor que la existe entre
un par libre y uno enlazado. El ángulo de enlace del agua es
104.5°.
:
repulsión
muy fuerte
O
:
:
H
:
H
Una sustancia que debería parecerse al agua es el sulfuro de
hidrógeno; sin embargo, para ésta se ha encontrado que su
ángulo de enlace es de 92°, por ello el modelo propuesto no
implica hibridación de los orbitales, sino la permanencia de
los orbitales atómicos en el enlace.
H
:
92°
S
H :
:
:
Esta estructura es congruente con las diferencias que se
observan en las dos sustancias. El sulfuro de hidrógeno es un
gas y el agua es líquida. Estas diferencias pueden deberse al
tipo de interacciones que se presentan entre sus moléculas.
Los pares de electrones libres del agua pueden interaccionar
más fácilmente que los pares de electrones libres del sulfuro
de hidrógeno.
Las moléculas AB2U2 generalmente presentan hibridaciones
sp3 y se consideran angulares.
Les toca desarrollar las especies del tipo AB4U, AB3U2,
AB2U3 y las AB6, AB5U, AB4U2, AB3U3, AB2U4