ESTRUCTURAS DE LEWIS G. N. Lewis 1875 - 1946.

Presentación del tema: "ESTRUCTURAS DE LEWIS G. N. Lewis 1875 - 1946."— Transcripción de la presentación:

1 ESTRUCTURAS DE LEWIS G. N. Lewis

2 Notación de Lewis La notación o estructura de Lewis (sólo para elementos representativos, los elementos de transición y transición interna no se consideran por tener capas internas incompletas) consiste en representar los electrones de valencia de un elemento por medio de puntos, cruces o esferas.

3 SÍMBOLO DE LEWIS Es una forma de representar los electrones de valencia El símbolo del elemento representa al núcleo y los electrones internos. Los electrones de valencia se colocan como puntos alrededor del símbolo. El átomo queda con 8 electrones, lo que se llama octeto.

4 Pasos para representar la notación de Lewis
Se escribe el símbolo del elemento Con un punto o una cruz (representa cada electrón de valencia) se van colocando los electrones, en el sentido de los punteros del reloj o en el sentido contrario Ejemplo: 7N 1s2 2s2 2p3 Hay 5 electrones de valencia

5 Ejemplos 16S 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 Hay 6 electrones de valencia

6 REGLA DEL OCTETO Los átomos tienden a ganar , perder o compartir electrones hasta estar rodeados por ocho electrones de valencia. Un octeto de electrones consiste en subcapas s y p llenas de un átomo Un octeto de electrones en torno a un átomo se considera como una configuración estable. Los gases nobles a excepción del Helio, tienen 8 electrones de valencia y son muy poco reactivos.

7 Ejemplo de la regla del octeto.
Cuando se comparten electrones cada uno de los átomos adquiere una configuración electrónica de gas noble (capa cerrada) con un octeto completo de electrones. 7e- 7e- 8e- 8e- F F + F F Enlace covalente simple Estructura de Lewis para F2

8 REGLA DEL DUETO Consiste en que el hidrógeno, al combinarse con otro elemento, ya sea en un enlace iónico o un enlace covalente, lo hace para completar su orbital con 2 electrones. H estructura: H:H H-H

9 La sola regla del octeto y regla del dueto NO nos permite hacer la estructura de Lewis.
Deberemos decidir como colocar los electrones en torno a los átomos enlazados, esto es cuantos electrones de valencia están involucrado en el enlace (electrones compartidos) y cuales electrones no se involucran en el enlace (electrones no compartidos).

10 Pares de enlace y solitarios
Los electrones de valencia se distribuyen como PARES DE ENLACE compartidos y (o) PARES SOLITARIOS no compartidos. • •• H Cl Par solitario Par de enlace (electrones compartidos) Esta es la llamada estructura de puntos de Lewis

11 ESQUELETO DE LA ESTRUCTURA
Distinguir entre los átomos centrales y los átomos terminales.

12 ESTRUCTURAS DE LEWIS Podemos representar la formación del enlace covalente usando los símbolos de Lewis. Ejemplo: Formación de la molécula H2 Número atómico del H es 1 Configuración electrónica: 1s1 Símbolo de Lewis En este caso el hidrógeno alcanza la configuración de gas noble Helio (REGLA DEL DUETO)

13 FORMACION DEL Cl2 Número atómico del Cl es 17
Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Número de electrones de valencia: 7 Símbolo de Lewis Al compartir el par de electrones el cloro adquiere 8 electrones (un octeto) y alcanza la configuración del gas noble Argón

14 ENLACE Y GRUPO El número de electrones de valencia de un átomo neutro es igual al número de grupo. Por lo cual podríamos predecir: 1_ Los elementos del grupo VIIA como el flúor forman un enlace covalente para alcanzar el octeto 9F: 1s2 2s2 2p5

15 2_ Los elementos del grupo VIA como el oxígeno formarían dos enlaces covalentes para alcanzar el octeto 8O: 1s2 2s2 2p4

16 3_ Los elementos del grupo VA como el nitrógeno formarían tres enlaces covalentes para alcanzar el octeto 7N: 1s2 2s2 2p3

17 3_ Los elementos del grupo IVA como el carbono formarían cuatro enlaces covalentes para alcanzar el octeto 6C: 1s2 2s2 2p2

18 Así el modelo de Lewis logra explicar la composición de muchos compuestos formados por no metales, en los que predominan los enlaces covalentes.

19 EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO
A_ OCTETO INCOMPLETO: en algunos compuestos la cantidad de electrones que rodea el átomo central es inferior a ocho, como por ejemplo el Be, elemento del grupo IIA (y del 2° período) tiene dos electrones de valencia, forma el compuesto molecular BeH2, en donde el Be queda rodeado con solo cuatro electrones.

20 Los elementos del grupo IIIA, en particular el B y Al forman compuestos donde la cantidad de electrones que rodea el átomo central es inferior a ocho, como por ejemplo el B tiene tres electrones de valencia y con los halógenos forma compuestos de fórmula general BX3. en donde el B queda rodeado de seis electrones. Y el hidrógeno que se rodea de dos electrones

21 B_ OCTETO EXPANDIDO: Ejemplo: SF6, PCl5, XeF4
B_ OCTETO EXPANDIDO: Ejemplo: SF6, PCl5, XeF4.Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d), donde se alojan los pares de electrones extras.

22 C_ MOLÉCULAS CON NÚMERO IMPAR DE ELECTRONES: Ejemplo NO, ClO2, NO2
Nota: A partir del tercer período los elementos de los grupos (15, 16 y 17) o (VA, VIA y VIIA) pueden ampliar el octeto

23 ¿CÓMO DIBUJAR ESTRUCTURAS DE LEWIS?
1_ Suma de electrones de valencia ( ev): Se suman todos los electrones de valencia de cada átomo. A_ Si es un anión: sume un electrón más por cada carga negativa. B_ Si es un catión: reste un electrón por cada carga positiva.

24 2_ Electrones para formar octetos y duetos (eo): Contar el número de electrones necesarios para formar octetos ( Por cada átomo) _ Para el hidrógeno: dos electrones por cada átomo de H _ Para el berilio (Be): cuatro electrones para cada átomo Be _ Para el boro y el aluminio (B y Al): seis electrones para cada átomo de B y Al _ Para los demás átomos: ocho electrones por cada átomo

25 3_ Electrones compartidos (ec): Obtener el número de electrones compartidos con la siguiente fórmula: 4_ Número de enlaces: Se obtiene dividiendo por dos los electrones compartidos

26 5_ Escriba los símbolos de los átomos, para indicar cuales átomos están unidos entre sí, conéctelos con un enlace simple (guión que representa el par de electrones). Si faltan enlaces por colocar, se agregan enlaces dobles o triples. Las fórmulas suelen escribirse tal como se conectan los átomos. Nunca es el hidrógeno. Los átomos de hidrógeno son siempre terminales. Los átomos de oxígeno no se enlazan entre sí (salvo en los peróxidos). 6_Pares de electrones libres (sin compartir): complete con los electrones de valencia que faltan por colocar a cada átomo para completar el octeto o dueto en el caso del hidrógeno

27 Iones N O F Ne Na Mg Na+ Mg2+ N3- O2- F-
Los iones se forman cuando un átomo pierde o gana electrones. Atomos con pocos electrones de valencia tienden a perderlos y formar cationes. Atomos con muchos electrones de valencia tienden a ganar los y formar aniones N O F Ne Na Mg Na+ Mg2+ N3- O2- F- Cationes Aniones