Estructura Molecular

Enlace Químico

• Es el resultado de fuerzas atractivas entre átomos que da como resultado la formación de una molécula estable.
• La electronegatividad y la necesidad de cumplir el octeto en la última capa de valencia son las razones que motivan a los átomos a unirse con otros.

Teorías del Enlace Químico

Teoría de Lewis, 1916

1. Los electrones externos o Electrones de Valencia forman los enlaces químicos y se representan como puntos alrededor del átomo.
2. Cuando los electrones son ganados o perdidos por un átomo, se forma un Enlace Iónico.

∆E  1,7

3. Cuando los átomos comparten electrones forman un Enlace Covalente.

∆E < 1,7

4. Los electrones transferidos o compartidos buscan la configuración del gas noble, es decir cumplir la regla del octeto.

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Gilbert Newton Lewis, 1875-1946

Teoría de Lewis, 1916

• Símbolos de la Estructura de Puntos
• Un punto representa un electrón de valencia.

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• Un par de electrones libres se representa por una línea sobre el átomo.

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• Un enlace covalente es representado por un par de puntos o una línea entre los átomos enlazados.

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Teoría de Lewis, 1916

• Símbolos de la Estructura de Puntos
• Un punto representa un electrón de valencia.

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• Un par de electrones libres se representa por una línea sobre el átomo.

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• Un enlace covalente es representado por un par de puntos o una línea entre los átomos enlazados.

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• Ejercicios:
• Escriba los símbolos de Lewis de:
1. Mg
2. Ne
3. S^2-
4. HCl

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Teoría de Lewis, 1916

Enlace Iónico

• Los iones se representa en corchetes y se coloca la carga del ión.
• Ejercicios:
• Realice las estructuras de Lewis de:
1. CaO
2. MgCl₂

Teoría de Lewis, 1916

Enlace Covalente

• Los enlaces covalentes o pares de electrones compartidos se representan con una línea. Ejercicios:
• Realice las estructuras de Lewis de:
1. H₂O
2. H₂

Teoría de Lewis, 1916

Teoría de Lewis, 1916

Teoría de Lewis, 1916

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• Carga Formal: es la carga asignada a cada átomo de un compuesto cuando forma enlaces químicos. Este se calcula con los electrones de valencia (eV) del átomo, los electrones que pertenecen a un enlace (eE) y los electrones en pares libres (ePL) asignados en la estructura de Lewis.
• La carga formal de la molécula será la suma de las cargas formales de todos los átomos que la componen.

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Ejemplo:

La estructura de Lewis del agua es:

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La carga formal del oxígeno será:

CFO=eVO-eEO-ePLO

CFO= 6-2-4=0

Ejercicio:

Calcule la carga formal sobre los átomos de hidrógeno y la carga formal total

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Teoría de Lewis, 1916

• Para dibujar las estructuras de Lewis de compuestos más complejos se tienen las siguientes reglas:
• El átomo más electropositivo ocupa la posición central.
• Se cuentan el número total de electrones de valencia de la molécula.
• Si el compuesto está cargado y la carga es negativa se suma al valor total de electrones de valencia.
• Si el compuesto está cargado y la carga es positiva se resta al valor total de electrones de valencia.
• Dibuje alrededor del átomo central enlaces sencillos y distribuya los átomos en forma simétrica y buscando cumplir la ley del octeto, hasta repartir todos los electrones de valencia.
• Recuerde que el Hidrógeno cumple su octeto con 2 electrones, por ello no puede ser un átomo central.
• Si hacen falta electrones para cumplir los octetos cambie la posición de un átomo, especialmente del hidrógeno y reparta nuevamente los electrones de valencia.
• Si sobran electrones coloque enlaces dobles o triples moviendo los pares de electrones libres.
• Si tiene varias estructuras posibles calcule la carga formal sobre cada átomo y la carga formal total.
• Recuerde que se prefieren las moléculas con cargas formales de cero en los átomos o valores pequeños y que las cargas negativas queden sobre los átomos más electronegativos.

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Ejercicios

• 1. Realice las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos químicos:
• CH₄
• C₂H₆
• C₂H₄
• C₂H₂
• CH₃Cl
• NH₃
• H₂O
• SO₃

• 2. Use la carga formal para escoger la mejor estructura entre los siguientes arreglos posibles de los átomos del formaldehido:

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Excepciones a la regla del octeto

1. Cuando hay más de 8 electrones en torno al átomo central.

Sucede especialmente con átomos del tercer periodo en adelante, ya que tienen disponibles los orbitales 3d cuya energía es parecida a la 4s, lo cual hace que se genere mayor estabilidad ocupando estos orbitales.

Ejercicio: Dibujar la estructura de Lewis de SO₂

El S presenta una mayor estabilidad con 10 electrones a su alrededor

Excepciones a la regla del octeto

2. Cuando hay menos de 8 electrones en torno al átomo central.

En átomos deficientes de electrones, es decir, que tienen menos de 8 electrones de valencia pero que son distintos del hidrógeno, Be, B, Li.

Ejercicio: Dibujar la estructura de Lewis de BeCl₂

Excepciones a la regla del octeto

2. Cuando hay una cantidad impar de electrones.

Son especies con electrones desapareados, radicales libres.

Ejercicio: Dibujar la estructura de Lewis de NO

Repulsión de electrones en la capa de valencia RPECV

• Repulsión ejercida por los pares de electrones libres sobre las nubes electrónicas de los átomos enlazados, la cual hace que se alejen los pares enlazados de los pares libres para minimizar las repulsiones y proporcionan una geometría en la molécula.

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Repulsión de electrones en la capa de valencia RPECV

• Número de coordinación: permite establecer la geometría de una molécula. Tiene en cuenta los pares de electrones enlazados y los pares de electrones libres.
• Nota: los enlaces dobles y triples sólo se tiene en cuenta un enlace.

Con la estructura de Lewis y el modelo RPECV se define la geometría y la polaridad de una molécula.

Geometría de compuestos químicos

Geometría de compuestos químicos

Geometría de compuestos químicos

Número de coordinación: 5

Geometría de compuestos químicos

Número de coordinación: 6

Polaridad en compuestos Químicos

• Se refiere a la distribución de la densidad electrónica en una molécula. Es el resultado de la electronegatividad y la geometría y de ella dependen ciertas propiedades físicas y químicas como la solubilidad, puntos de fusión y ebullición entre otros.

1,47 D

Bibliografía

• Brown, T. Et al. Química. La ciencia central. 7ª ed. México: Prentice-Hall Hispanoamericana S. A.; 1998.
• Chang R. Química. 7ª ed. México: McGRaw Hill; 1999.
• Petrucci, R., Harworod, W. Química General. Principios y Aplicaciones modernas. 7ª ed. Madrid: Prentice-Hall; 1999.
• Umland JB, Bellana JM. Química General. México: International Thomson Editores S.A; 2000.

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