ESTRUCTURAS DE LEWIS Cl Cl Cl

ESTRUCTURAS DE LEWIS
Cl
Cl
C
Cl
Cl
Las propiedades químicas de un elemento dependen
de los electrones de la configuración electrónica
externa de los átomos. Esos electrones más externos
son llamados electrones de valencia.
Una forma de representar esos electrones de valencia
Es usar los símbolos (puntos) de Lewis.
Por ejemplo, los símbolos de Lewis para el flúor
se muestran debajo:
F
El flúor, del grupo 17 ( o 7A), tiene siete electrones
de valencia indicados por los 7 puntos
Dos átomos podrían combinarse para formar una
molécula, y cuando lo hacen, una unión se forma
entre ellos. La unión entre los átomos resulta de
compartir los electrones. Este compartir electrones
es llamado unión covalente.
covalente
Considérese la formación de la molécula de flúor:
F F
Cada átomo de flúor tiene 7 electrones de valencia.
Cuando dos átomos forman una molécula comparten
un par de electrones.
De acuerdo con Lewis cuando los átomos se
combinan para formar moléculas, lo hacen de tal forma
que llenan sus orbitales de valencia. De esta manera los
átomos obtienen una configuración electrónica estable
equivalente a la del gas noble más cercano.
Para los elementos del período 2, este hecho es denominado como regla del octeto.
Para el hidrógeno, en el período 1, la configuración estable es un par de electrones. Para otros elementos, en el
período 3 y superiores, el número de electrones que
pueden acomodarse en los orbitales de valencia puede ser
superior a 8.
Los electrones de valencia que se encuentran
involucrados entre los átomos se denominan pares
ligantes. El resto de los pares de electrones se
denominan pares solitarios o pares libres.
F
F
¿Cómo dibujar estructuras de LEWIS?
1- Sumar los electrones de valencia de todos los
átomos.
2- Escribir los símbolos de los átomos para indicar cuales
átomos están unidos entre sí y conectarlos con un enlace
simple.
3- Completar los octetos de los átomos unidos al átomo
central.
4- Colocar los electrones que sobren en el átomo central.
5- Si no hay suficientes electrones para que el átomo
central tenga un octeto, probar con enlaces dobles o
triples.
Veámos como dibujar una estructura de Lewis.
Tomaremos de ejemplo el tetracloruro de carbono
Cl4C. En éste el carbono está en el centro rodeado de
cuatro átomos de cloro.
Cl
Cl C Cl
Cl
El carbono tiene 4 electrones de valencia y cada
cloro tiene 7 electrones de valencia. Así hay
4 + (4x7) = 32 electrones de valencia para acomodar
entre los átomos. Formaremos una unión covalente
entre el átomo de carbono central y cada átomo de cloro.
Los electrones remanentes serán dispuestos como pares
solitarios.
Cl
Cl
Cl C Cl
Cl C Cl
Cl
Cl
UNIONES MÚLTIPLES
Si dos átomos se mantienen juntos compartiendo un
par de electrones se dice que están unidos por una
unión simple. Sin embargo, en muchas moléculas,
dos átomos comparten más de un par de electrones. Se
dice de tales moléculas que poseen uniones múltiples.
Si los átomos comparten dos pares de electrones, la
unión covalente es una doble unión. Si los dos átomos
comparten tres pares de electrones, entonces se ha
formado una triple unión.
CARGA FORMAL
En algunos casos es posible dibujar varias estructuras
de Lewis distintas para una misma sustancia.
¿Cómo decidimos cuál es la más adecuada?.
Una estrategia consiste en calcular la carga formal de
los átomos.
Las cargas formales de los átomos en una
representación de Lewis describe la distribución
aproximada de los electrones en la molécula pero no
representan las cargas reales de los átomos.
La estructura de Lewis más estable será aquella en la
que: (1) los átomos tengan la carga formal más
cercana a cero y (2) las que poseen las cargas
negativas sobre los átomos más electronegativos.
La estructura de Lewis del ozono. ( 18 electrones de
valencia) se muestra abajo. Vamos a determinar la carga
formal, comenzando con el átomo de la izquierda.
O O O
Un átomo aislado de oxígeno tiene 6 electrones de
valencia. En el ozono, el átomo en el circulo tiene 8 electrones.
O O O
Número de electrones
de valencia del átomo
6
Número de
electrones no ligantes
6
½ Número de
electrones ligantes
1
Carga
formal
-1
_
N C S
_
N C S
_
N C S
ESTRUCTURA MÁS ADECUADA DEL
IÓN TIOCIANATO NCS_
CARBONO, 4 - 4 = 0
NITRÓGENO, 5 – 6 – 1 = - 2
AZUFRE, 6 – 2 – 3 = + 1
N C S
_
N C S
_
N C S
CARBONO, 4 - 4 = 0
NITRÓGENO, 5 – 4 – 2 = - 1
AZUFRE, 6 – 4 – 2 = 0
CARBONO, 4 - 4 = 0
NITRÓGENO, 5 – 2 – 3 = 0
AZUFRE, 6 – 6 – 1 = - 1
ESTRUCTURA DE LEWIS DEL AMONIACO
1- El átomo de nitrógeno es el átomo central.
2- Se cuentan todos los electrones de valencia,
5 electrones de N + (3 x 1) electrones de H = 8 electrones
3- Se forman enlaces entre el átomo central y los
periféricos. Los electrones restantes se sitúan como
pares libres (no enlazantes) para completar el octeto del
nitrógeno
H N H
H
Carga formal de nitrógeno, 5 - 2 - 3 = 0
ESTRUCTURA DE LEWIS DEL IÓN SULFITO
1- El átomo de azufre es el átomo central.
2- Se cuentan todos los electrones de valencia,
6 electrones de S + (3 x 6) electrones de O + 2 electrones del ión =
26 (13 pares de electrones)
3- Se forman enlaces simples entre el átomo central y los
periféricos. Los electrones restantes se sitúan como pares
libres (no enlazantes) para completar el octeto del azufre.
2-
O S O
O
Carga formal de azufre, 6 - 2 - 3 = + 1
Carga formal de los oxígenos, 6 – 6 – 1 = -1
ESTRUCTURA DE LEWIS DEL CO2
1- El átomo de carbono es el átomo central.
2- Se cuentan todos los electrones de valencia,
4 electrones de C + (2 x 6) electrones de O = 16 (8 pares de
electrones)
3- Se forman enlaces múltiples entre el átomo central y
los periféricos para completar el octeto de los átomos.
O C O
Carga formal de carbono, 4 - 4 = 0
Carga formal de los oxigenos, 6 – 4 – 2 = 0
ESTRUCTURA DE LEWIS DEL SO2
1- El átomo de azufre es el átomo central.
2- Se cuentan todos los electrones de valencia,
6 electrones de S + (2 x 6) electrones de O = 18 (9 pares de
electrones)
3- Se forman enlaces simples para completar el octeto de los
átomos unidos al átomo central.
4- Se forman enlaces múltiples para que el átomo central tenga su
octeto.
O S O
Carga formal del azufre, 6 – 2 – 3 = +1
Carga formal de los oxígenos, 6 – 6 – 1 = -1
6–4–2=0
ESTRUCTURAS DE RESONANCIA
O S O
O S O
O S O
O S O
ESTRUCTURA DE LEWIS DEL IÓN SULFATO
6 electrones de S + (4 x 6) electrones de O + 2 electrones del ión =
32 (16 pares de electrones)
2-
O
O S O
O
Carga formal de azufre, 6 - 4 = + 2
Carga formal de los oxígenos, 6 – 6 – 1 = -1
ESTRUCTURA DE LEWIS DEL IÓN SULFATO
r
u
t
c
u
Estr
a má
!!!
e
l
b
a
b
o
r
sp
O
2-
O S O
O
Carga formal de azufre, 6 - 6 = 0
Carga formal de los oxígenos con enlace múltiple, 6 – 4 – 2 = 0
Carga formal de los oxígenos con enlace simple: 6 – 6 – 1 = -1
EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO
1- Moléculas con un número impar de electrones.
En moléculas como el ClO2, NO y NO2 el número de
electrones es impar. Por lo tanto es imposible aparear
estos electrones y tampoco puede lograrse un octeto en
torno a todos los átomos.
N O
N O
EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO
5 electrones del nitrógeno + (2 x 6) electrones de O = 17 electrones
O N O
Los átomos que tienen uno o más
electrones sin aparear son atraídos
por un campo magnético y se
denominan paramagnéticos
O N O
O N O
El NO2 a 0 oC se dimeriza en N2O4
y el fenómeno se revierte.
EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO
2- Moléculas en las que un átomo tiene menos de un
octeto
Esta situación se encuentra en compuestos que tienen
boro o berilio. Ej: BF3, trifluoruro de boro
F B F
F
EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO
3- Moléculas en las que un átomo tiene más de un octeto
Esta situación se encuentra en algunas moléculas o
iones en las que hay un elemento central que pertenece
al tercer período o superior. Ej: PCl5, AsF6-, ICl4-,
XeF2,PO42-.
Cl
Cl
Cl P
Cl
Cl
ESTRUCTURA DE LEWIS DEL ÁCIDO H2SO4
6 electrones de S + (4 x 6) electrones de O + 2 electrones del ión = 32
electrones
O
H O S O
O
H
ESTRUCTURA DE LEWIS DEL IÓN CARBONATO
4 electrones de C + (3 x 6) electrones de O + 2 electrones del ión = 24
2-
O C O
O
2-
O C O
O
O C O
O
2-
ESTRUCTURA DE LEWIS DEL H2CO3
4 electrones de C + (3 x 6) electrones de O + 2 electrones del H = 24
ES
R
e
se
o
p
NO
O
!!
A
I
C
NAN
O C O H
O
H
ESTRUCTURA DE LEWIS DE
COMPUESTOS IÓNICOS
HIDRÓXIDOS
_
2
O H
Ca2+
OXOSALES,
OXOSALES son sales oxigenadas formadas por
retículos cristalinos que contienen cationes metálicos y
aniones formados por un no metal y oxígeno. Para
escribir la estructura de Lewis de una oxosal debemos
tener en cuenta que el metal cede electrones
transformándose en un catión y estos electrones, a su
vez generan un anión.
O
Na+
O S O
O
2-
Na+
ESTRUCTURA DE LEWIS DEL CLORATO
DE POTASIO
_
O
O Cl O
K+
SALES IÓNICAS NO OXIGENADAS
_
F
_
Ca2+
F
_
Cl
Na+
_
Cl
Ca2+
_
Cl