Simbolos Lewis Y Regla Del Octeto

Simbolos Lewis Y Regla Del Octeto
Valencia.
El concepto de valencia generalmente se asocia a la capacidad de combinación de un
elemento. En nuestra estructura de Lewis correspondería a la cantidad de electrones que
el elemento pone “en juego”. Es decir, qué cantidad de sus electrones de valencia
participan en enlaces. Corresponde normalmente con el nº de grupo
Ejemplos.
O
En H2SO4
H-O-S-O-H
O
El elemento central azufre actúa con valencia 6, cada oxígeno con valencia 2 y cada
hidrógeno con valencia 1.
H
|
En el NH3
H-N -H
••
El átomo central, nitrógeno actúa con valencia 3 y cada hidrógeno con valencia 1.
Números de oxidación.
El número de oxidación o estado de oxidación de un elemento en un compuesto
iónico binario simple es el número de electrones que gana o pierde un átomo de
dicho elemento al formar el compuesto.
En el caso de iones atómicos sencillos, corresponde a la carga real del ion.
En compuestos covalentes los números de oxidación no tienen el mismo significado
físico que en compuestos iónicos. Sin embargo son de gran ayuda para escribir fórmulas
y balancear ecuaciones.
En los compuestos covalentes la idea sería “la carga que adquiere cada uno de los
átomos del compuesto si se separase del resto”.
El número de oxidación es el número de electrones que un átomo pone en juego
formalmente, en ocasiones muy lejos de la realidad, cuando forma un compuesto
determinado. El nº de oxidación es positivo si el átomo formalmente pierde
electrones, o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos( mas
electronegativo). Y será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta
con un átomo que tenga tendencia a cederlos (menos electronativo).
Para asignar un número de oxidación a cada átomo de un compuesto, se emplean un
conjunto de reglas que se pueden resumir :
En los compuestos, la suma de todos los estados de oxidación es igual a cero.
En un ion poliatómico, la suma de todos los estados de oxidación es igual a la carga del
ion.
Recordemos que todo elemento, ya sea atómico o molecular, presenta estado de
oxidación cero.
El estado de oxidación habitual del oxígeno en los compuestos es -2 (excepto en los
peróxidos, donde es -1) y el estado de oxidación del hidrógeno comúnmente es +1
(excepto en los hidruros metálicos, donde es -1)
1
Analicemos algunos ejemplos en la determinación del estado de oxidación.
En H2SO4
+1 +X -2 ← ESTADOS DE OXIDACIÓN
H2SO4
(+2)(+X)(-8)=0 X= +8-2 =+6
El estado de oxidación de cada hidrógeno es +1, cada oxígeno es -2 y dedel azufre es +6
En NH3
-X+1 ← ESTADOS DE OXIDACIÓN.
N H3
(-X)(+3)=0  x =-3
El estado de oxidación de cada hidrógeno +1 y del nitrógeno es -3
Estructuras de Lewis
En las fórmulas de puntos de Lewis, se muestra el número de electrones de valencia, el
número y tipo de enlace y el orden en que los átomos se encuentran conectados, pero no
sirve para representar formas tridimensionales de moléculas o iones poliatómicos. Estas
fórmulas puntuales de Lewis pueden emplearse tanto para átomos o iones
monoatómicos como para moléculas o iones poliatómicos, teniendo en cuenta el
número de pares electrónicos que se comparten pero sin tener en cuenta hasta el
momento cuáles son los orbitales que participan en el enlace.
Los pasos a seguir son los siguientes:
1) Determinación de nº de enlaces y nº de electrones libres
2)Determinación de la estructura de Lewis (reglas de lewis)
3)Determinación de las cargas formales
4) Determinación de la geometría molecular de la estructura de LEWIS
Se detallan el paso 2 y 3 luego se procederá al armado de las estructura de lewis sobre
un ejemplo
2 ) Reglas de Lewis
Sabiendo la formula molecular del compuesto se procede:
 • El elemento menos electronegativo se elegirá como elemento central (salvo el
hidrógeno El átomo central es el que tiene número de oxidación mayor y por lo
tanto el que necesita mayor cantidad de electrones para llenar su octeto, el resto
a su alrededor simétricamente.
2

Los átomos de oxígeno no se enlazan entre sí, salvo en las moléculas de O2 y
O3, el O siempre tiene valencia 2 salvo en los peróxidos(H2O2) es -1 y en los
superóxidos (K 2O) es -1/2.
 En los ácidos ternarios el hidrógeno se enlaza siempre a un átomo de oxígeno,
el cual a su vez estará unido al elemento central (nunca se unirá directamente un
hidrógeno con el elemento central).
 Proponer un esqueleto razonable (simétrico) en aquellas moléculas con mas de
un átomo central.
Estructura de Lewis.
1) Determinación del nº de enlaces y electrones libres para la
estructura de Lewis
Ej: H2 S O4
A) Nº de electrones totales : Se suman los electrones de Valencia de cada átomo que
forma la molécula (corresponde al nº de grupo de cada uno) .
Nºe-Totales= 2x1(H) + 6(S) +6x4 (O)= 32
 Si en lugar de una molécula es un íon poliatômico se deverá sumar la carga del
mismo si es un anion Ej:
nºe- totales CO3= = 4+6x3 +2 =24
Carga del anion
 Si fuera um cátion poliatomico se debera restar la carga del cátion a lôs
electrones totales Ej. :
Nºe- totales NH4+= 5 +4x1-1 = 8
Carga del cation
B) Nº de electrones por átomos individuales : es la suma de electrones que cada
átomo adquiere en la estructura de Lewis, teniendo en cuenta que el hidrogeno
adquiere 2 electrones y el resto de los átomos 8( completan el octeto electronico)
3
Nº de e individuales=2x2(H) +5 x 8(S y O)= 44
C) Nº de electrones de enlace: es la diferencia entre el nº de e- por átomos
individuales y nº de e- totales: paso B) – A)
Nº e-de enlace= 44 – 32 = 12
D) Nº de enlaces : paso C) /2:
Nº de enlaces = 12/2 =6
E) Nº de e- Libres : Paso A) – C):
Nº e- libres=32 -12 = 20
Armamos la estructura de Lewis de H2 S O4 completamos el paso 1 ahora el 2
(reglas de Lewis)
O
H
O S
O
H
O
Completo los enlaces deberían ser 6 :
O
H—O— S—O — H
O
Ahora se completa la estructura com los e- libres: 20 e libres
4
3) Cargas formales
Utilizando el concepto de carga formal podemos determinar cual es la estructura de
Lewis más probable para una molécula enlazada con uniones covalentes .Son cargas
aparentes que se evidencian sobre los átomos. de una estructura de lewis ,en
aquellos que no hayan contribuido con igual numero de electrones para el enlace
covalente.
SE puede definir como la diferencia el nº de electrones de valencia del atomo aislado y
el nº de electrones asignado a ese atomo en la estructura de Lewis:
CF = nº de e- valencia – nº de enlaces –nºe-sin compartir
(libres)
 Una molécula que tiene una estructura de Lewis con un nº de enlaces esperado
para su nº de grupo no tiene carga formal.
 Dos átomos adyacentes en una estructura de Lewis no pueden tener la misma
carga formal.
 En una molécula la suma de las cargas formales es = 0 .En un ion poliatomico
es igual a la carga de dicho Ion ( sean cationes o aniones)
Determinacion de cargas formales:
CF :Ӧ: = 6 -1 -6= -1
CF S= 6- 4 – 0 = +2
CF Ӧ: = 6 – 2 – 4 = 0
5
:Ӧ: -1
.
H—:Ӧ— S+2—Ӧ: — H
:Ӧ: -1
El paso siguiente seria determinar la geometria de esta molécula
usando tablas
En el establecimiento de las estructuras de Lewis es muy importante tener en
cuenta tres aspectos
A.- Asignar cargas formales a los átomos
B- Valorar la existencia de formas resonantes
C- Hay átomos que no cumplen la regla del octeto( Excepciones)
C Excepciones a la regla del Octeto
Hay tres clases de excepciones a la regla del Octeto:
a) Moléculas con nº de e- impar.
NO (Monóxido de Nitrogeno)
N
(5+6=11 e- de valencia)
O
También para el NO2, Cl2O.
b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octeto (octeto incompleto)
BF3
(3+7x3= 24 e- de valencia).
6
Es el caso del Cloruro de Berilio
Ej: Compuestos de los grupos 1A, 2A y 3A
.
c)Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octeto.
La clase más amplia de moléculas que violan la regla consiste en especies en las que el
átomo central está rodeado por mas de 4 pares de e-, tienen octetos expandidos
Ej:PCl5.
XeF4
nº de e- de v  5+7x5= 40 e-
Cl
Cl
nº de e- de v  8+7x4= 36e-
Cl
P
Cl
Cl
F
F
Xe
F
F
Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d), donde se
alojan los pares de e- extras
7
Formas Resonantes
En ciertas ocasiones la estructura de Lewis no describe correctamente las
propiedades de la molécula que representa. Ejemplo: Experimentalmente el ozono tiene
dos enlaces idénticos mientras que en la estructura de Lewis aparecen uno doble (+
corto) y uno sencillo (+ largo).
O—O=O
Se puede decir que la estructura de la molecula de O3 no es esa sino:
.
O—O=O
↔
O═O—O
-
No son diferentes tipos de moléculas, solo hay un tipo.
-
Las estructuras son equivalentes.
-
Sólo difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos
-
La estructura verdadera del O3 es un hibrido entre estas dos estructuras
Otro ejemplo es el del Benceno
or
8
9