Química General 1 UNIDAD 3

Representaciones de Lewis de compuestos moleculares e iónicos.

Geometría molecular.

Mtra. Norma Mónica López

SÍMBOLOS DE LEWIS

• Los e- responsables de los enlaces químicos, son los e- de valencia.

• Gilbert Newton Lewis (1875-1946) sugirió cómo mostrar los e-

de valencia de un átomo cuando este se enlaza (símbolos de Lewis o de electrón-punto de Lewis).

• Símbolo de Lewis: consiste en el símbolo químico del elemento (que representa al core) rodeado de tantos puntos como e- de valencia tenga ese átomo.

Símbolos de Lewis…

• El n° de e- de valencia de cualquier elemento representativo es el mismo que el n° de grupo del elemento.

• Nos ayudan a comprender los enlaces intramoleculares (conectividad atómica) en las sustancias y a explicar muchas de sus propiedades.

LA REGLA DEL OCTETO

• Los átomos ganan, pierden o comparten e-, para alcanzar el mismo n° de e- que el gas noble más cercano a ellos en la tabla periódica.

• Los gases nobles tienen arreglos electrónicos muy estables, como lo demuestran sus altas energías de ionización, su baja afinidad electrónica y su carencia general de reactividad química.

LA REGLA DEL OCTETO

LOS ÁTOMOS TIENDEN A GANAR, PERDER O COMPARTIR ELECTRONES HASTA QUE SE ENCUENTRAN RODEADOS POR 8 ELECTRONES DE VALENCIA.

¿Todos los elementos cumplen con la regla del octeto?

• No, los compuestos de boro y de berilio son deficientes en electrones.

• Los elementos del tercer periodo en adelante pueden exceder el octeto porque cuentan con orbitales d disponibles.

• Mientras más voluminoso sea un átomo central, podrá estar rodeado de más electrones.

• El octeto electrónico se expande cuando un átomo central está enlazado a átomos pequeños y muy electronegativos.

Cómo dibujar estructuras de Lewis

1. Sumar los e- de valencia de todos los átomos; si es un anión, sumar un e- por cada carga (-) y si es un catión, restarlo.

2. Escribir los símbolos de los átomos y conectarlos mediante un guión para indicar cómo están unidos. Cada guión representa a dos e- . Como átomo central va el elemento que aparece una sola vez en la fórmula y/o aquel que es el menos electronegativo.

Cómo dibujar estructuras de Lewis

3. Completar los octetos alrededor de todos los átomos enlazados al átomo central (el H tiene 2 e- como máximo).

4. Colocar los e- que sobran en el átomo central, aunque al hacerlo no se cumpla con la regla del octeto.

5. Si no hay e- suficientes para que el átomo central tenga un octeto, intentar con enlaces múltiples (dobles o triples), que se formarán con los e- libres de los átomos periféricos.

¿Cuál es la estructura de Lewis correcta?

CARGAS FORMALES

• Es la carga que tendría un átomo si todos los átomos de esa molécula tuvieran la misma electronegatividad, es decir, si cada par e- enlazante se compartiera equitativamente.

• CARGA FORMAL = e- VALENCIA – e- ASIGNADOS

• Los e- libres se asignan al átomo en el que están. Para cualquier enlace, se asigna la mitad de los e- enlazantes a cada átomo enlazado.

• Se elige como más adecuada a aquella estructura de Lewis en la que las cargas formales se acerquen más a cero, y en la que las cargas negativas residan en los átomos más electronegativos.

• De acuerdo con lo anterior, ¿cuál es la estructura de Lewis correcta para el dióxido de carbono?

• ¿Y para el ión tiocianato?

¿Cuál es la estructura de Lewis correcta para el dióxido de carbono?

Estructura I Estructura II

e- VALENCIA

6 4 6

e- ASIGNADOS

6 4 6

CARGA FORMAL

0 0 0

e- VALENCIA

6 4 6

e- ASIGNADOS

7 4 5

CARGA FORMAL

-1 0 +1

ESTRUCTURA CORRECTA

CARGAS FORMALES

• Las cargas formales de los átomos en una estructura de Lewis no son las cargas eléctricas reales de los mismos.

• Observar que la suma de las cargas formales de los átomos en una estructura de Lewis, corresponde con la carga eléctrica de esa especie química.

MODELO DE REPULSIÓN DE LOS PARES ELECTRÓNICOS DE LA CAPA DE VALENCIA

(RPECV)

Explica la distribución geométrica de los pares electrónicos compartidos (enlazantes) y no compartidos (libres) alrededor de un átomo central, en términos de las repulsiones entre ambos tipos de pares electrónicos.

MODELO DE REPULSIÓN DE LOS PARES ELECTRÓNICOS DE LA CAPA

DE VALENCIA (RPECV)

Moléculas sin pares electrónicos solitarios

en el átomo central

BeCl2 2 lineal

Molécula Estructura de

Lewis

Pares

electrónicos

Geometría

BF3 3 triangular

plana

CH4 4 tetraédrica

PCl5 5

bipirámide

triangular

SF6 6 octaédrica

Moléculas sin pares electrónicos libres sobre el átomo central

MODELO DE REPULSIÓN DE LOS PARES ELECTRÓNICOS DE LA CAPA

DE VALENCIA (RPECV)

Moléculas con pares electrónicos solitarios

en el átomo central

molécula Estructura de

Lewis

pares

enlazados

pares

solitarios

geometría

SnCl2 2 1 angular

NH3 3 1 pirámide

trigonal

H2O 2 2 angular

SF4 4 1 tetraedro

deformado o

balancín

ClF3 3 2 forma de T

I3- 2 3 lineal

Moléculas con pares electrónicos libres sobre el átomo central

molécula Estructura de

Lewis

pares

enlazados

pares

solitarios

geometría

BrF5 5 1 pirámide

cuadrada

XeF4 4 2 plano-

cuadrada

molécula Estructura de

Lewis

enlaces pares

solitarios

geometría

CO2 2 0 lineal

SOF4 5 0 bipirámide

trigonal

Importante:

• Para asignar una geometría molecular con el modelo RPECV, no se toman en cuenta los pares electrónicos libres, sólo los enlazantes.

• Los enlaces dobles o triples se consideran de igual manera que los sencillos (no hay diferencia para establecer una geometría).

• La repulsión electrónica entre pares de e- libres es mucho mayor que aquella entre un par e- libre y un par e- enlazante, y ésta es mayor que la repulsión entre pares e- enlazantes.

Resolver los ejercicios de la Colección U3