ESTRUCTURAS DE LEWISESTRUCTURAS DE LEWIS

CC ClClClCl

ClCl

ClCl

Las propiedades químicas de un elemento dependende 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 valenciaEs usar los símbolos (puntos) de Lewis.

Por ejemplo, los símbolos de Lewis para el flúorse muestran debajo:

FF

El flúor, del grupo 17 ( o 7A), tiene siete electronesde valencia indicados por los 7 puntos

Dos átomos podrían combinarse para formar unamolécula, y cuando lo hacen, una unión se forma entre ellos. La unión entre los átomos resulta de compartir los electrones. Este compartir electroneses llamado uniunióónn covalentecovalente.

Considérese la formación de la molécula de flúor:

FF FF

Cada átomo de flúor tiene 7 electrones de valencia.Cuando dos átomos forman una molécula compartenun par de electrones.

De acuerdo con Lewis cuando los átomos secombinan para formar moléculas, lo hacen de tal formaque llenan sus orbitales de valencia. De esta manera los átomos obtienen una configuración electrónica estableequivalente a la del gas noble más cercano.

Para los elementos del período 2, este hecho es denomi-nado como regla del octeto.

Para el hidrógeno, en el período 1, la configuración esta-ble es un par de electrones. Para otros elementos, en elperíodo 3 y superiores, el número de electrones que pueden acomodarse en los orbitales de valencia puede sersuperior a 8.

Los electrones de valencia que se encuentran involucrados entre los átomos se denominan paresligantes. El resto de los pares de electrones se denominan pares solitarios o pares libres.

FF FF

¿¿CCóómo dibujar estructuras de LEWISmo 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.

ClClClCl C C ClCl

ClCl

El carbono tiene 4 electrones de valencia y cadacloro tiene 7 electrones de valencia. Así hay 4 + (4x7) = 32 electrones de valencia para acomodarentre los átomos. Formaremos una unión covalenteentre el átomo de carbono central y cada átomo de cloro.Los electrones remanentes serán dispuestos como paressolitarios.

ClCl

ClCl C C ClCl

ClCl

ClCl

ClCl C C ClCl

ClCl

UNIONES MUNIONES MÚÚLTIPLESLTIPLES

Si dos átomos se mantienen juntos compartiendo unpar de electrones se dice que están unidos por unaunión simple. Sin embargo, en muchas moléculas,dos átomos comparten más de un par de electrones. Sedice 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 FORMALCARGA FORMALEn 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 devalencia) se muestra abajo. Vamos a determinar la cargaformal, comenzando con el átomo de la izquierda.

O O OO O O

O O OO O O

Un átomo aislado de oxígeno tiene 6 electrones de valencia. En el ozono, el átomo en el circulo tiene 8 elec-trones.

Número de electronesde valencia del átomo

Número deelectrones no ligantes

½ Número deelectrones ligantes

Cargaformal

66 66 11 --11

NN C SC S_

NN C SC S_

NN C SC S_

ESTRUCTURA MESTRUCTURA MÁÁS ADECUADA DEL S ADECUADA DEL IIÓÓN TIOCIANATO NCSN TIOCIANATO NCS--

NN C SC S_

CARBONO, 4 - 4 = 0NITRÓGENO, 5 – 6 – 1 = - 2AZUFRE, 6 – 2 – 3 = + 1

NN C SC S_

CARBONO, 4 - 4 = 0NITRÓGENO, 5 – 4 – 2 = - 1AZUFRE, 6 – 4 – 2 = 0

NN C SC S_ CARBONO, 4 - 4 = 0

NITRÓGENO, 5 – 2 – 3 = 0AZUFRE, 6 – 6 – 1 = - 1

ESTRUCTURA DE LEWIS DEL AMONIACOESTRUCTURA DE LEWIS DEL AMONIACO1- 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 HH N HHH

Carga formal de nitrógeno, 5 - 2 - 3 = 0

ESTRUCTURA DE LEWIS DEL IESTRUCTURA DE LEWIS DEL IÓÓN SULFITON SULFITO1- 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.

O S OO S OOO

Carga formal de azufre, 6 - 2 - 3 = + 1Carga formal de los oxígenos, 6 – 6 – 1 = -1

2-

ESTRUCTURA DE LEWIS DEL COESTRUCTURA DE LEWIS DEL CO22

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.

OO C OC OCarga formal de carbono, 4 - 4 = 0Carga formal de los oxigenos, 6 – 4 – 2 = 0

ESTRUCTURA DE LEWIS DEL SOESTRUCTURA DE LEWIS DEL SO22

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.

OO S OS OCarga formal del azufre, 6 – 2 – 3 = +1Carga formal de los oxígenos, 6 – 6 – 1 = -1

6 – 4 – 2 = 0

ESTRUCTURAS DE RESONANCIAESTRUCTURAS DE RESONANCIA

OO S OS O OO S OS O

OO S OS O OO S OS O

ESTRUCTURA DE LEWIS DEL IESTRUCTURA DE LEWIS DEL IÓÓN SULFATON SULFATO6 electrones de S + (4 x 6) electrones de O + 2 electrones del ión = 32 (16 pares de electrones)

O S OO S OOO

Carga formal de azufre, 6 - 4 = + 2Carga formal de los oxígenos, 6 – 6 – 1 = -1

OO2-

ESTRUCTURA DE LEWIS DEL IESTRUCTURA DE LEWIS DEL IÓÓN SULFATON SULFATO

O S OO S OOO

Carga formal de azufre, 6 - 6 = 0Carga formal de los oxígenos con enlace múltiple, 6 – 4 – 2 = 0Carga formal de los oxígenos con enlace simple: 6 – 6 – 1 = -1

OOEstructura más probable!!!

2-

EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETOEXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO1- 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 ON O N ON O

EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETOEXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO

N ON OOO

5 electrones del nitrógeno + (2 x 6) electrones de O = 17 electrones

Los átomos que tienen uno o más electrones sin aparear son atraídos por un campo magnético y se denominan paramagnéticos

N ON OOO

N N OOOOEl NO2 a 0 oC se dimeriza en N2O4y el fenómeno se revierte.

EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETOEXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO2- Moléculas en las que un átomo tiene menos de un octetoEsta situación se encuentra en compuestos que tienen boro o berilio. Ej: BF3, trifluoruro de boro

F B FF B FFF

EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETOEXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO3- 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,PO4

2-.

ClCl P P ClCl

ClClClClClCl

ESTRUCTURA DE LEWIS DEL ESTRUCTURA DE LEWIS DEL ÁÁCIDO HCIDO H22SOSO44

6 electrones de S + (4 x 6) electrones de O + 2 electrones del ión = 32 electrones

O S OO S OOO

OOHH

HH

O C OO C OOO

ESTRUCTURA DE LEWIS DEL IESTRUCTURA DE LEWIS DEL IÓÓN CARBONATON CARBONATO

4 electrones de C + (3 x 6) electrones de O + 2 electrones del ión = 24

2-

O C OO C OOO

2-

O C OO C O

OO

2-

O C OO C OOO

ESTRUCTURA DE LEWIS DEL HESTRUCTURA DE LEWIS DEL H22COCO33

4 electrones de C + (3 x 6) electrones de O + 2 electrones del H = 24

HH

HH

NO posee RESONANCIA!!

ESTRUCTURA DE LEWIS DE ESTRUCTURA DE LEWIS DE COMPUESTOS ICOMPUESTOS IÓÓNICOSNICOS

HIDRHIDRÓÓXIDOSXIDOS

OO HH_

2 CaCa22++

OXOSALESOXOSALES, 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 S OO S OOO

OO 2-

NaNa++NaNa++

O O ClCl OOOO

_

KK++

ESTRUCTURA DE LEWIS DEL CLORATO ESTRUCTURA DE LEWIS DEL CLORATO DE POTASIODE POTASIO

SALES ISALES IÓÓNICAS NO OXIGENADASNICAS NO OXIGENADAS

FF_

CaCa22++ FF_

ClCl_

NaNa++

ClCl_

CaCa22++ ClCl_