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ENLACE QU

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UNIVERSIDAD PRIVADA JUAN MEJ A BACA ENLACE QU MICO TEORIA DE LEWIS Profesor: Ing. Alberto Carrasco Tineo Estructura de Lewis: Es una representaci n simplificada ... – PowerPoint PPT presentation

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Title: ENLACE QU


1
ENLACE QUÍMICOTEORIA DE LEWIS
UNIVERSIDAD PRIVADA JUAN MEJÍA BACA
Profesor Ing. Alberto Carrasco Tineo
2
TEORIA DE LEWIS DEL ENLACE COVALENTE
2
  • 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.

3
Símbolos de Lewis Son una representación
gráfica para comprender donde están los
electrones en un átomo, colocando los electrones
de valencia como puntos o aspas alrededor del
símbolo del elemento
X
v
v
4
(No Transcript)
5
REGLA DEL OCTETO En general los elementos
representativos adquieren configuraciones
electrónicas de gases nobles. Los átomos se
unen compartiendo electrones hasta conseguir
completar la última capa con 8 e- (4 pares de e-)
es decir conseguir la configuración de gas noble
s2p6
6
Tipos de pares de electrones 1- Pares de e-
compartidos entre dos átomos (representado con
una línea entre los at. unidos) enlaces
sencillos enlaces dobles enlaces
triples 2- Pares de e- no compartidos (ó par
solitario)
7
(No Transcript)
8
  • Estructura de Lewis
  • Es una representación simplificada de los
    enlaces de una molécula, utilizando un punto por
    cada electrón que forman el enlace de la molécula.

9
COMO DIBUJAR ESTRUCTURAS DE LEWIS
10
Escriba la fórmula puntual de Lewis para las
siguientes moleculas. 1- Se suman los e- de
valencia de los átomos presentes en la molécula.
Para un anión poliatómico se le añade un e- más
por cada carga negativa y para un catión se
restan tantos electrones como cargas
positivas. 2- Se dibuja una estructura básica lo
mas simétrica posible, en general el átomo menos
electronegativo ocupa la posición central. 3-
Se calcula el nº de e- de valencia que quedan
disponibles. 4- Se distribuyen los e- de forma
que se complete un octeto para cada átomo.
Ejemplo 1 CH4
1)
C 1s22s2p2 ? 4e- H 1s1 ? 1e- x4 4e-
8e-
2)
11
(No Transcript)
12
RESONANCIA
  • No siempre existe una única estructura de Lewis
    que pueda explicar las propiedades de una
    molécula o ion.
  • Existen moléculas que pueden tener varias
    estructuras equivalentes sin que se pueda dar
    preferencia a una sobre las demás

13
Formas resonantes
  • No son diferentes tipos de moléculas, solo hay
    un tipo.
  • Las estructuras son equivalentes.
  • Sólo difieren en la distribución de los
    electrones, no de los átomos.

14
Ejercicio A Escribir las distintas formas
resonantes del ácido nítrico.
14
O también
15
Carga Formal
  • Es un medio para contabilizar los electrones de
    valencia.
  • La carga formal es la diferencia entre el nº de
    e- de valencia y el nº de e- asignado en la
    estructura de Lewis (los e- no compartidos y la
    mitad de los e- compartidos).

X nº de e- de valencia
Cf X (Y Z/2)
Y nº de e- no compartidos
Z nº de e- compartidos
16
I)
- Para C Cf 4-(08/2) 0 - Para O Cf
6-(44/2) 0
II)
- Para C Cf 4-(26/2) -1 - Para O Cf
6-(26/2) 1
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Estructuras de Lewis
Excepciones a la regla del Octeto
  • Hay tres clases de excepciones a la regla del
    Octeto
  • Moléculas con nº de e- impar.

NO (5611 e- de valencia)
Otros ejemplos ClO2, NO2
18
Estructuras de Lewis
c) Moléculas en las cuales un átomo tiene más de
un octeto.
La clase más amplia de moléculas que violan la
regla consiste en especies en las que el átomo
central está rodeado por mas de 4 pares de e-,
tienen octetes expandidos.
XeF4
PCl5
nº de e- de v ? 57x5 40 e-
nº de e- de v ? 87x4 36 e-
Otros ejemplos ClF3, SF4, XeF2 Todos estos
átomos tienen orbitales d disponibles para el
enlace (3d, 4d, 5d), donde se alojan los pares de
e- extras.
19
Excepciones a la teoría de Lewis
19
  • Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número
    impar de electrones.
  • Moléculas tipo BeCl2 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 tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e ).

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OCTETO INCOMPLETO
  • El boro el berilio y otros elementos forman
    compuestos sin que se cumpla la regla del octeto.
  • El boro tiene 6 electrones en su última capa en
    lugar de 8 cuando forma enlaces covalentes.

21
(No Transcript)
22
OCTETO AMPLIADO
  • La regla del octeto se basa en que el último
    nivel es s2p6 pero a partir del tercer nivel
    existen otros orbitales d , f al que pueden
    promocionar electrones.
  • Se obtiene estructuras que aunque no tienen
    configuración de gas noble, también son estables

23
(No Transcript)
24
REGLA DEL DUETO
  • Así como los elementos electronegativos, cumplen
    la regla del octeto, para alcanzar la
    configuración de un gas noble. El Hidrogeno,
    cumple la regla del dueto.
  • La regla del dueto consiste en que el H2, al
    combinarse con otro elemento, ya sea en un enlace
    iónico o un enlace covalente, lo hace para
    completar su orbital con 2 electrones.

25
Ejemplo Escribir las estructuras de Lewis
completas para las siguientes especies químicas
CH4, HCN, H2CO, H2SO4, NH4.
25
  • H H
    CH4 C 4 H ?
    H C H HCH

    H H
  • HCN HC?N
  • H2CO HCO
    H
  • O
    O
    ? H2SO4 H O S O H HOSOH
    ?
    O O

H NH4
HN?H H
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Ejemplo a) Ordene según la polaridad
creciente, basándote en los valores de
electronegatividades de la tabla adjunta, los
enlaces siguiente HF, HO, HN, HC, CO y
CClElemento F O Cl N C S HElectronegat.
4,0 3,5 3,0 3,0 2,5 2,5 2,1b) la polaridad de
la molécula de CH4 será igual o distinta de la
de CCl4?
26
  • a) HC lt CCl lt HN lt CO lt HO lt HF
  • b) El CH4 es globalmente apolar (? 0) pues la
    suma vectorial de los dipolos de cada enlace
    (dirigidos hacia el centro) se anula debido a sus
    geometría tetraédrica. El CCl4 es igualmente
    apolar por la misma razón sin embargo los
    dipolos de los enlaces están en esta ocasión
    dirigidos hacia fuera.

27
Ejercicio Explique a) Si las estructuras
de Lewis justifican la forma geométrica de las
moléculas o si ésta se debe determinar
experimentalmente para poder proponer la
representación correcta . b) Si cada molécula se
representa en todos los casos por una única
formula estructural.c) Representar las
estructuras de Lewis de las siguientes especies
H2O y NO3 d) Justifican las representaciones
de las moléculas anteriores la estabilidad de las
mismas?
27
  • Las estructuras de Lewis, indican el nº de
    enlaces que deberán formarse, pero no entra para
    nada en la dirección que tomarán éstos y, por
    tanto, en la geometría molecular. Por tanto, la
    geometría debe obtenerse experimentalmente, o
    acudir al modelo de repulsión de pares
    electrónicos o a la teoría de la hibridación.
  • b) En principio sí, pero cuando existen formas
    resonantes hay más de una fórmula estructural
    para la misma molécula.

28
28
  • c) H2O NO3

  • HOH
    ONO ? ONO ? ONO

    O
    O O
  • d) se cumple la regla del octeto para todos los
    átomos, exceptuando como es lógico, al H que
    únicamente posee un enlace (2 electrones).

29
Ejercicio Cuatro elementos diferentes A,B,C,D
tienen número atómico 6, 9,13 y 19
respectivamente. Se desea saber a) El número
de electrones de valencia de cada uno de ellos.
b) Su clasificación en metales y no metales. c)
La fórmula de los compuestos que B puede formar
con los demás ordenándolos del más iónico al más
covalente.
29
  • b) No metal
  • No metal
  • Metal
  • Metal
  • a) A Z 6 2-4
  • B Z 9 2-7
  • C Z 13 2-8-3
  • D Z 19 2-8-8-1

c) DB (más iónico)
CB3
AB4 (más covalente)
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Problemas
  • Escriba las estructuras de Lewis para las
    siguientes moléculas
  • HF
  • CCl4
  • CO
  • CO2

31
Problemas
  • Escriba las estructuras de Lewis para las
    siguientes moléculas
  • NH4
  • C2H6
  • C2H4
  • C2H2
  • HCl
  • HCN

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Molécula de tetracloruro de carbono
33
Ión nitrito
34
Ión azida
35
Ión sulfato
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Moléculas de lewis
  • Enlace simple F2 Cl2 H2 HF H Cl HI
    H2 O SH2 NH3 CH4
  • Enlace covalente dativo H3 O NH4
  • Enlaces múltiples O2 N2 CO2 CNH
  • CH2C H2
  • Octetos incompletos B Cl3 BF3 Al Cl3
  • Octetos ampliados H2 SO4 F6 S P Cl5
  • Resonancia SO3 NO3- C6 H6 O3

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Ejemplo La configuración electrónica de un
elemento a) Permite conocer cuál es su
situación en el sistema periódico? b) Indica
qué clase de enlaces puede formar con otros
elementos? c) Es suficiente información para
saber si el elemento es sólido, líquido o gas?d)
Sirve para conocer si el elemento es o no
molecular? Justifique las respuestas.
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  • a) Sí.
  • b) Sí.
  • c) No.
  • d) Sí. Si acaba en s o d se tratará de un
    elemento metálico y el compuesto no será
    molecular. Igualmente, los gases nobles (p6) se
    encuentran como átomo aislados. Son moleculares
    los elementos no metálicos (p2 - p5).
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