ENLACE QUIMICO Estructuras de Lewis

ENLACES MOLECULARES Los átomos se unen para formar moléculas Una Teoría del enlace molecular debe explicar: - por qué los átomos se juntan para formar moléculas - por qué se unen en proporciones definidas Las energías y fuerzas de enlace La geometría molecular

Naturaleza de los enlaces moleculares Las fuerzas que determinan la formación de enlaces moleculares son fuerzas de tipo electromagnético Dos tipos de enlaces: enlace iónico enlace covalente

Compuestos iónicos Enlace iónico: un átomo electropositivo cede electrones a un átomo electronegativo dando lugar a un ión positivo y a un ión negativo, respectivamente Na (Z=11): 1s2 2s2 2p6 3s1; Cl (Z=17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Enlace ionico Perdida de electrones Ganancia de electrones

Enlace covalente: Los átomos se enlazan compartiendo electrones no apareados de sus capas externas H· + ·H  H : H

Enlaces simples y múltiples Enlaces simples: Los dos átomos se unen compartiendo un par de electrones. F : F Enlaces múltiples: Los dos átomos comparten dos o más pares de electrones Enlace doble O = C = O Enlace triple N Ξ N

Solapamientos conducentes a orbitales moleculares de tipo sigma (izquierda), pi (derecha) .

Electronegatividad (eN): Es una medida de la capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia sí mismo Átomos con electronegatividad grande (electronegativos) tienden a capturar electrones, mientras que átomos con electronegatividad pequeña (electropositivos) tienen poca tendencia a capturar electrones Metales : Electropositivos No metales : electronegativos

POLARIDAD (Molécula polar) Cuando los átomos enlazados tienen electronegatividades distintas, los electrones compartidos pasan más tiempo alrededor del átomo más electronegativo, dando lugar a un desplazamiento parcial de carga (molécula polar)

Momento dipolar para la molécula de amoníaco

Moléculas polares y no polares

ESTRUCTURAS DE LEWIS REGLA DEL OCTETO Se basa en las siguientes hipótesis: Los átomos para conseguir 8 e– en su última capa comparten tantos electrones como le falten para completar su capa (regla del octeto). Cada pareja de e– compartidos forma un enlace. Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.

Estructuras de Lewis Algunas características: Esqueleto estructural: • Disposicion de los átomos en el orden que se enlazan unos con los otros. • Atomos central: unido a dos o más átomos. • átomo terminal: unido solo a otro átomo. Algunas características: • los átomos de H son siempre terminales • los átomos centrales suelen ser de menor electronegatividad • los átomos de C son casi siempre átomos centrales

Como escribir una estructura de Lewis Estrategia 1. Determinar el número total de electrones de valencia de la estructura 2. Identificar los átomos centrales y los terminales 3. Escribir el esqueleto y unir los átomos a través de un enlace covalente simple 4. Completar primero los octetos de los átomos terminales y después completar, en la medida de lo posible, los octetos de los átomos centrales. 5. Si falta un octeto a uno o más átomos centrales, desplace electrones de pares solitarios de los átomos terminales formando enlaces covalentes múltiples con los átomos centrales.

Ejemplos de estructuras de Lewis con enlaces múltiples

Carga formal y la estructura de Lewis La carga formal que se abrevia CF, de una átomo en la fórmula de Lewis está dada por la siguiente relación

La carga formal es la diferencia entre el número de electrones que posee el átomo libre y el número de electrones que posee cuando forma parte de la molécula. En un sentido ideal la carga formal indica el número de electrones que un átomo gana o pierde cuando se implica en un enlace covalente con otro átomo La suma de las cargas formales para una estructura de Lewis es siempre igual a la carga total de la especie química.

Carga formal O 1s2 2s2 2p4 N 1s2 2s2 2p3 C 1s2 2s2 2p2

Resonancia En los casos en que no exista una estructura de Lewis única que pueda explicar las propiedades de una molécula o ión.

estructuras resonantes

Excepciones a la teoría de Lewis Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número impar de electrones. Moléculas tipo Be Cl2 o  BF3 con marcado carácter covalente en las cuales el átomo de Be o de B no llegan a tener 8 electrones. Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo central puede tener 5 o 6 enlaces (10 o 12 e–). Sólo puede ocurrir en el caso de que el no-metal no esté en el segundo periodo, pues a partir del tercero existen orbitales “d” y puede haber más de cuatro enlaces.

Ejemplos CO2 H2O NH3 IO3- HNO3 SF4

H2O CO2 Nº electrones = 16 é = 8 pares 4 e (C) + 6 x 2 e (2 O) Nº electrones = 8 e = 4 pares 6 e (O) + 2 x 1 e (2 H) =

NH3 Nº electrones = 8 é = 4 pares 5 é (N) + 3 x 1 é (3 H)

·· : : .. .. .. : : .. .. IO3- O I O O I : [ ] 5s25p5 =7é O : 1s2 2s2 2p4 =6 é x 3 = 18 é 25 +1 =26é = 13 pares ·· : : O I O O .. .. .. : : .. ..

HNO3 : H: 1s1 =1 N: 1s2 2s2 2p3 =5 O: 1s2 2s2 2p4 =6 x 3=18 __________ 24 é =12 pares H : O N .. O : ·· ·· .. : O ..

SF4 S: [ ]3s2 3p4 = 6 F: [ ]2s2 2p5 = 7 x 4 = 28 34é = 17 pares :

Ion sulfito SO32- O : 1s2 2s2 2p4 = 6 è x 3 =18 S : [ ] 3s2 3p4 = 6 è 24 2 26 è de valencia 13 pares

PCl5 P : [ ] 3s2 3p3 Cl : [ ] 3s2 3p5 è de valencia 5+ 7x5 = 40 pares = 20

ClF3 F : [ ] 2s2 2p5 Cl : [ ] 3s2 3p5 Electrones de valencia = 28 è