ESTRUCTURAS DE LEWIS Y FUERZAS INTERMOLECULARES Semana No. 3 ESTRUCTURAS DE LEWIS Y FUERZAS INTERMOLECULARES Lic. Sofía Tobías

ESTRUCTURAS DE LEWIS PARA MOLÉCULAS POLIATÓMICAS 1. Identifique y escriba el símbolo del átomo central de la estructura. Puede ser el elemento menos electronegativo con algunas excepciones. El hidrógeno nunca será átomo central. Ej. C, N, P, S Distribuya los demás átomos alrededor del mismo.

a. Ión negativo: sume el número de electrones igual a su carga. 2. Calcule el número total de electrones de valencia, sumando electrones de valencia de cada átomo y la carga del ión. a. Ión negativo: sume el número de electrones igual a su carga. CO3 -2 (+2 electrones)= 4+18+2=24 e- b. Ión positivo: reste del total el número de electrones igual a su carga. NH4 + (-1 electrón)= 5+4-1= 8e-

3. Una cada átomo al central mediante un enlace simple (un par de electrones). Distribuya los electrones restantes alrededor de todos los átomos para completar octetos. En las estructuras grandes que contienen Hidrógeno, como H2SO4 , éstos se enlazan al Oxígeno y no al átomo central.

Cuando falten 2e- se puede formar 1 doble enlace. 4. Si el número de electrones disponibles es menor que el necesario para completar el octeto, traslade pares de electrones no compartidos para formar uno o más dobles o triples enlaces. Cuando falten 2e- se puede formar 1 doble enlace. Si faltan 4 e-, se pueden formar 2 dobles enlaces ó un triple enlace. Ej. :Ö::C::Ö: :Ö=C=Ö:

1. Identifique el átomo central y escriba su simbolo. (N) Ej. NO3- 1. Identifique el átomo central y escriba su simbolo. (N) Distribuya los demás átomos alrededor del N O O N O 2.Calcule el total de e- de valencia que intervienen en la fórmula. 1 N = 5e- 3 O= 3x 6e- = 18 e- Carga del ión -1 = 1e- Total 24e-

3. Una los átomos de Oxígeno al Nitrogeno por enlaces simples, con los electrones restantes complete octetos, alrededor de cada átomo. Como el átomo de Nitrógeno necesita 2 electrones más para completar octeto, traslade un par de electrones no compartidos y forme un doble enlace. .

Siendo un ión, colóquelo entre corchetes y muestre la carga del mismo. Observe que la estructura presenta resonancia:

Otros Iones:

EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO Muy pocas veces la regla del octeto NO SE CUMPLE pero aún así los compuestos son estables. Se puede presentar lo siguiente: 1.OCTETO EXPANDIDO (mas de 8 electrones) Se presenta cuando un átomo NO METÁLICO “central” es del período 3 o superior de la tabla periódica, el cuál puede tener mas de ocho electrones. Se debe a que presentan orbitales 3d disponibles que se pueden utilizar para el enlace.

C, N, O, H; nunca tendrán mas de 8 electrones en su capa de valencia.

2.OCTETO INCOMPLETO: Cuando se presentan menos de ocho electrones alrededor del átomo central. Se da con mayor frecuencia en compuestos de Boro y Berilio Ej: BeCl2, BF3 Se presenta también en moléculas con número impar de electrones.

FUERZAS INTERMOLECULARES FUERZAS DIPOLARES PUENTES DE HIDRÓGENO FUERZAS DE DISPERSIÓN

Son las atracciones mutuas de las moléculas; son mucho más débiles que otro tipo de unión, pero contribuyen a determinar las propiedades físicas de las sustancias moleculares. Las fuerzas intermoleculares, reciben también el nombre de fuerzas de van der Waals.

1.Fuerzas dipolares (dipolo-dipolo) Se dan básicamente en moléculas covalentes polares, (éstas moléculas son polares o dipolos permanentes), por consiguiente sus extremos son “parcialmente positivos” y atraen a los extremos “parcialmente negativos” de otras moléculas.

Ej.: HCL, HBr, H2S, SO2.

2. Puentes de Hidrógeno Son fuerzas de atracción dipolo-dipolo que se presentan cuando átomos de hidrógeno se unen a ÁTOMOS FUERTEMENTE ELECTRONEGATIVOS COMO F, O, ó N. La atracción se da entre hidrógeno parcialmente positivo de una molécula y un par de electrones no enlazados en un átomo de N, O ó F. En los organismos vivos son las fuerzas mas importantes y determinan la estructura tridimensional de los biomoléculas. Ej.: proteínas, ácidos nucleicos

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2.Fuerzas de Dispersión (Fuerzas de London) Se dan en moléculas covalentes apolares. La nube electrónica se des localiza momentáneamente. La polarización desaparece luego vuelve a polarizarse y así sucesivamente.

Fuerzas de dispersión Br2, I2, F2

Fin