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Estructuras de Lewis y usos Las estructuras de Lewis pueden hacerse para todos los elementos y compuestos representativos de una especie química unidos mediante enlaces covalentes. Si los dos átomos del enlace son iguales o tienen electronegatividad similar, los electrones son compartidos por igual entre los dos átomos y el enlace es considerado no polar. Si los dos átomos tienen electronegatividad significativamente diferente, los electrones no son compartidos por igual entre los dos átomos y el enlace es considerado como polar. En un enlace polar, el elemento más electronegativo adquiere una carga parcial negativa, y el elemento menos electronegativo adquiere una carga parcial positiva. Las cargas parciales se denotan comúnmente con la letra griega “delta” (∂). Ejemplo: en el monóxido de carbono ∂+C–O∂– La electronegatividad (X) es la medida de la capacidad de un átomo para atraer electrones. En la tabla periódica la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en un período (exceptuando los gases nobles). En un grupo aumenta de abajo a arriba. La mayor electronegatividad de Pauling (XP) corresponde al Flúor (4,0) y la menor al Francio (0,7).

Tarea.-En base al número atómico de un elemento: A) Hacer la configuración electrónica Diagrama de Moeller l = 0 1 3 4 sharp principal diffuse fundamental n =1 n=2 n=3 n=4 n=5 4f

n=6

4f

n=7

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6 … #e 2 4 10 12 18 20 30 36 38

48 54 56 70

80 86 88 102 112 118 ...

B) Hallar el # de electrones externos. # de electrones externos = #e totales – #e gas noble previo C) Hacer la estructura de Lewis. D) Hacer la distribución electrónica en orbitales externos y diagrama energético de la distribución electrónica. Los orbitales externos son aquellos donde se encuentran los electrones externos. E) Ubicación del elemento en la Tabla Periódica. Bloques s, p, d (f)

F) Definir los números cuánticos de c/u de los electrones externos. n, l, ml, s Ejemplo para el elemento neutro, cuyo Z = 8 A) Configuración electrónica: Para 8 e = 1s22s22p4 B) # de electrones externos: 8 – 2 = 6. (He de Z=2) C) Estructura de Lewis: ·· :E· · D) Distribución electrónica en orbitales externos: Para 1s22s22p4, los subniveles externos son el 2s y 2p. Los orbitales externos son en este caso, el orbital 2s del subnivel 2s y los orbitales 2px, 2py, 2pz del subnivel 2p. E 2px

2py

2pz electrones externos

2s

electrones internos 1s Diagrama energético de la distribución electrónica

E) Ubicación en la Tabla Periódica, se halla en el bloque p (sus últimos electrones, conforme al Principio de Exclusión de Pauli, el Principìo de Formación y a la Regla de Hund, se hallan en el subnivel 2p), segundo periodo (nivel 2), cuarta posición del bloque p; B(2s22p1), C(2s22p2), N (2s22p3), O (2s22p4). Grupo 16 (VIA), el elemento es el Oxígeno. F) Tabla que muestra los números cuánticos de cada uno de los electrones externos. E 2px

2py

2pz

2s Electrón

N

l

ml

s=1/2; ms

2

0

0

+½

2

0

0

–½

2

1

+1

+½

2

1

0

+½

2

1

–1

+½

2

1

+1

–½

Dada la fórmula de una sustancia: P) Hallar la posible estructura de Lewis. P.1 Consideraciones a tomar, para plantear su posible distribución atómica:  El átomo central es el menos electronegativo (excepto el H).  La estructura debe presentar la mayor simetría posible.  Si hay H y O, debe formarse el O–H.  Debe evitarse el O–O, excepto cuando se trate de peróxidos.  Los halógenos poseen 7 electrones de valencia, siempre dan un enlace covalente normal, si tuvieran más enlaces, éstos serán covalente coordinados.

P.2 Definir la multiplicidad de los enlaces.  El O puede: a) dar 2 enlaces simples; b) dar 1 enlace doble; c) recibir 1 enlace covalente coordinado.  Los elementos del grupo 15 (VA), grupo del N, tienen 5 electrones externos, puede dar: a) 3 enlaces simples; b) 1 enlace simple y 1 enlace doble; c) 1 enlace triple.  Los elementos del tercer periodo y más, pueden dar más enlaces, debido a que disponen de los orbitales s, p y d. Q) Definir la estructura de Lewis más estable si hubieran más de una posible. Haciendo uso del concepto de carga formal. Carga formal de un átomo en una especie química, es aquella que se asigna al asumir que los electrones en un enlace químico se comparten por igual entre los átomos, sin consideraciones de electronegatividad relativa o, en otra definición, la carga que quedaría en un átomo cuando todos los ligandos son removidos homolíticamente. Carga formal cada átomo= #e externos – [# e no enlazantes + #e enlazantes/2] https://www.youtube.com/watch?v=gh2K2hXRei4 Reglas para hallar la carga formal: 1) La suma de las cargas formales es cero en moléculas neutras o igual a la carga que exhibe si fuera un ión. 2) Las cargas formales deben ser las menores posibles. 3) El signo de la carga debe corresponder con su electronegatividad. 4) Cargas del mismo signo se hallan en átomos separados. Cuando se determina la estructura de Lewis correcta (o la estructura de resonancia) para una molécula, es un criterio muy significativo en la selección de la estructura final el que la carga formal (sin signo) de cada uno de los átomos esté minimizada. R) Definir la geometría de la sustancia según la TEV ó la TRPE. S) Analizar su simetría y definir su grupo puntual. T) Analizar los parámetros de su estructura molecular: longitud de enlace, ángulo de enlace y energía de enlace. U) Hallar la polaridad por par de átomos y de la sustancia.

PROCESO CORTO PARA HALLAR LA ESTRUCTURA DE LEWIS CASO 1: HNO3, contiene al N como átomo central y es del 2do periodo de la TP 1) Determinación del # de e externos totales: Estructura de Lewis de cada elemento ·· ·· H· ·N· :O· · · 1H 1x1 = 1 1N 1x5 = 5 3O 3x6 = 18 24 e externos 2) Determinación del # de e requeridos para explicar los enlaces: 1H 1x2 = 2 1 N 1 x (5 + 3) = 8 3O 3x8 = 24 34 e requeridos 3) Determinación del # de e enlazantes # de e enlazantes = # de e requeridos – # de e externos # de e enlazantes = 34 – 24 = 10 5) Determinación del # de pares de e enlazantes (# pe) # pe = (# de e enlazantes)/2 # pe = 10/2 = 5 6) Determinación del # de pares de e no enlazantes (# pne) # pne = (# de e externos – # de e enlazantes)/2 # pne = (24 – 10)/2 = 7 Conociendo el n # de pares de electrones enlazantes y el # de pares de electrones no enlazantes, procedemos a su distribución: Primero mostremos los 5 pares de electrones enlazantes (#pe = 5): O ·· H ·· O ·· N ·· O Se observan 4 pe, faltan un pe, mostraremos con líneas los pares de electrones enlazantes entre los átomos. O ‫׀‬ H– O – N ‫‌׀׀‬ O Ahora posicionaremos los 7 pne, y completando los octetos:

·· :O: ·· ‫׀‬ H– O – N ·· ‫‌‌׀׀‬ O ·· ·· PROCESO CORTO PARA HALLAR LA ESTRUCTURA DE LEWIS CASO 2: H2SO4, que contiene al S como átomo central y es del 3er periodo Número de Oxidación (NO).- Es un número que se le asigna a un átomo de un elemento en una sustancia; puede ser positivo, negativo o cero. De alguna manera nos da la capacidad de combinación (valencia), pero expresada con un signo. 1) Hallaremos el NO (valencia) de la especie que no conocemos, en este caso del S: NO de cada átomo: +1 –2 H2 S O4 NO total de los átomos:

+2 –8 +1 –2 H2 S O4 Suma de los NO en la especie neutra, que debe dar 0(cero), +2 – 8 + 1 x NOS = 0 ; NOS = +6 +6 +2 –8 +1 –2 H2 S O4 Nos indica que el S presenta valencia 6, al ser el menos electronegativo (más electropositivo) es el átomo central. 2) Determinación del # de e externos totales: Estructura de Lewis de cada elemento ·· ·· H· :O· :S· · · 2H 2x1 = 2 1S 1x6 = 6 4O 4x6 = 24 32 e externos 3) Determinación del # de e requeridos para explicar los enlaces: 2H 2x2 = 4 1 S 1 x (6+6) = 12 (considérese para los elementos del período posterior al 2do) 4 O 4 x (6+2) = 8 = 32 48 e requeridos 4) Determinación del # de e enlazantes # de e enlazantes = # de e requeridos – # de e externos

# de e enlazantes = 48 – 32 = 16 5) Determinación del # de pares de e enlazantes (# pe) # pe = (# de e enlazantes)/2 # pe = 16/2 = 8 6) Determinación del # de pares de e no enlazantes (# pne) # pne = (# de e externos – # de e enlazantes)/2 # pne = (32 – 16)/2 = 8 Conicendo el n # de pares de electrones enlazantes y el # de pares de electrones no enlazantes, procedemos a su distribución: Primero mostremos los 8 pares de electrones enlazantes (#pe = 8): O ·· H ·· O ·· S ·· O ·· H ·· O Se observan solo 6 pe, faltan dos pares (mostraremos con líneas el par de electrones enlazantes entre los átomos. O ‫׀‬ H– O – S – O – H ‫‌‌׀‬ O Pondremos los dos pares enlazantes (como una línea cada par) lo más simétricamente posible. O ‫׀׀‬ H– O – S – O – H ‫‌‌׀׀‬ O Ahora posicionaremos el # de 8 pares de electrones no enlazantes (#pne): ·· O ·· ‫·· ׀׀‬ H– O – S – O – H ‫‌‌׀׀‬ O ·· Se usan 4 pares, pero se observa que tanto los Oxígenos laterales, como el superior e inferior pueden completar su octeto cada uno con un par cada uno (total 4 pares): ·· ·· O ·· ‫·· ׀׀‬ H– O – S – O – H ·· ‫··‌‌‌‌‌‌‌׀׀‬ O ·· ·· Observe que el S presenta 6 enlaces, por esto presenta valencia 6

Análisis de las posibles estructuras mediante la carga formal y definir aquella que sea la más estable: Carga formal cada átomo= #e externos – [# e no enlazantes + #e enlazantes/2] A)

Elemento S O ...H O– H

#e externos 6 6 6 1

#e no enlaz. 0 4 6 0

#e enlazantes/2 8/2 = 4 4/2 = 2 2/2 = 1 2/2 = 1

q +2 0 –1 0

#e externos 6 6 6 6 1

#e no enlaz. 0 4 4 6 0

#e enlazantes/2 10/2 = 5 4/2 = 2 4/2 = 2 2/2 = 1 2/2 = 1

q +1 0 0 –1 0

Elemento #e externos #e no enlaz. S 6 0 O …H 6 4 O= 6 4 H 1 0 Ésta es la estructura más estable para el H2SO4

#e enlazantes/2 12/2 = 6 4/2 = 2 4/2 = 2 2/2 = 1

q 0 0 0 0

B)

Elemento S O ...H O= O– H C)

Excepciones a la regla del Octeto Hay tres clases de excepciones a la regla del Octeto: a) Moléculas con # e externos impar. Monóxido de Nitrógeno NO, 5 + 6 = 11 e externos ·· ·· ·N= O ·· También para el NO2, Cl2O. b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos del octeto Caso del BF3 3x1 + 7x3 = 24 e externos Caso del BeCl2 Ejemplos: (IIIA)

Compuestos de los grupos 1 (IA), 2 (IIA) y 13

c) Moléculas en las cuales un átomo tiene más del octeto. La clase más amplia de moléculas que violan la regla consiste en especies en las que el átomo central está rodeado por más de 4 pares de e, tienen octetos expandidos Ej: PCl5 # de e- externos Þ 5x1+7x5= 40 e Cl Cl

Cl P

XeF4 # de e- externos Þ 8x1+7x4= 36 e F

Cl

Xe

F

F F

Cl

Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d), donde se alojan los pares de e extras 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) uno sencillo (+ largo). Se puede decir que la estructura de la molecula de O3 no es esa sino:

O–O═O ↔ O═O–O

y

Tipo de molécula

Forma

Disposición electrónica†

Geometría‡

Ejemplos

AB1En

Molécula diatómica

HF, O2

AB2E0

Lineal

BeCl2, HgCl2, CO2

AB2E1

Angular

NO2–, SO2, O3

AB2E2

Angular

H2O, OF2

AB2E3

Lineal

XeF2, I3−

AB3E0

Triangular plana

BF3, CO32−, NO3−, SO3

AB3E1

Pirámide trigonal

NH3, PCl3

AB3E2

Forma de T

ClF3, BrF3

AB4E0

Tetraédrica

CH4, PO43−, SO42−, ClO4−

AB4E1

Balancín

SF4

AB4E2

Cuadrada plana

XeF4

AB5E0

Bipirámide trigonal

PCl5

AB5E1

Pirámide cuadrada

ClF5, BrF5

AB6E0

Octaédrica

SF6

AB6E1

Pirámide pentagonal

XeOF5-, IOF52-

AB7E0

Bipirámide pentagonal

IF7

BF3; H3BO3; CO; CO2; H2CO3; CH4; C2H6; C2H2, C2H4, H2S; PH3; NH3; N2O; NO; N2O4; NO2; N2O3; N2O5; O2; O3; HCN; HNO2; HNO3; HF; Al2O3; SiO2; H2SiO3; H3PO4; SO2; SO3; H2SO4; H2SO3; H2SO2; Cl2O; ClO2; HClO; HClO2; HClO3; HClO4; ClF5; BrF5; SF6; PCl5; PCl3; SF4; SF6; BeCl2; HgCl2; OF2; XeF2; XeF4; XeOF5–; I3–; IOF52–; IF7; ClF3; BrF3;