Simbolos Lewis Y Regla Del Octeto

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Lucas del Río Benítez
hace 7 años
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1 Simbolos Lewis Y Regla Del cteto Valencia. El concepto de valencia generalmente se asocia a la capacidad de combinación de un elemento. En nuestra estructura de Lewis correspondería a la cantidad de electrones que el elemento pone en juego. Es decir, qué cantidad de sus electrones de valencia participan en enlaces. Corresponde normalmente con el nº de grupo Ejemplos. En H 2 S 4 H--S--H El elemento central azufre actúa con valencia 6, cada oxígeno con valencia 2 y cada hidrógeno con valencia 1. H En el NH 3 H-N -H El átomo central, nitrógeno actúa con valencia 3 y cada hidrógeno con valencia 1. Números de oxidación. El número de oxidación o estado de oxidación de un elemento en un compuesto iónico binario simple es el número de electrones que gana o pierde un átomo de dicho elemento al formar el compuesto. En el caso de iones atómicos sencillos, corresponde a la carga real del ion. En compuestos covalentes los números de oxidación no tienen el mismo significado físico que en compuestos iónicos. Sin embargo son de gran ayuda para escribir fórmulas y balancear ecuaciones. En los compuestos covalentes la idea sería la carga que adquiere cada uno de los átomos del compuesto si se separase del resto. El número de oxidación es el número de electrones que un átomo pone en juego formalmente, en ocasiones muy lejos de la realidad, cuando forma un compuesto determinado. El nº de oxidación es positivo si el átomo formalmente pierde electrones, o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos( mas electronegativo). Y será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta con un átomo que tenga tendencia a cederlos (menos electronativo). Para asignar un número de oxidación a cada átomo de un compuesto, se emplean un conjunto de reglas que se pueden resumir : En los compuestos, la suma de todos los estados de oxidación es igual a cero. En un ion poliatómico, la suma de todos los estados de oxidación es igual a la carga del ion. Recordemos que todo elemento, ya sea atómico o molecular, presenta estado de oxidación cero. El estado de oxidación habitual del oxígeno en los compuestos es -2 (excepto en los peróxidos, donde es -1) y el estado de oxidación del hidrógeno comúnmente es +1 (excepto en los hidruros metálicos, donde es -1) 1

2 Analicemos algunos ejemplos en la determinación del estado de oxidación. En H 2 S X -2 ESTADS DE XIDACIÓN H 2 S 4 (+2)(+X)(-8)=0 X= +8-2 =+6 El estado de oxidación de cada hidrógeno es +1, cada oxígeno es -2 y dedel azufre es +6 En NH 3 -X+1 ESTADS DE XIDACIÓN. N H 3 (-X)(+3)=0 x =-3 El estado de oxidación de cada hidrógeno +1 y del nitrógeno es -3 Estructuras de Lewis En las fórmulas de puntos de Lewis, se muestra el número de electrones de valencia, el número y tipo de enlace y el orden en que los átomos se encuentran conectados, pero no sirve para representar formas tridimensionales de moléculas o iones poliatómicos. Estas fórmulas puntuales de Lewis pueden emplearse tanto para átomos o iones monoatómicos como para moléculas o iones poliatómicos, teniendo en cuenta el número de pares electrónicos que se comparten pero sin tener en cuenta hasta el momento cuáles son los orbitales que participan en el enlace. Los pasos a seguir son los siguientes: 1) Determinación de nº de enlaces y nº de electrones libres 2)Determinación de la estructura de Lewis (reglas de lewis) 3)Determinación de las cargas formales 4) Determinación de la geometría molecular de la estructura de LEWIS Se detallan el paso 2 y 3 luego se procederá al armado de las estructura de lewis sobre un ejemplo 2 ) Reglas de Lewis Sabiendo la formula molecular del compuesto se procede: El elemento menos electronegativo se elegirá como elemento central (salvo el hidrógeno El átomo central es el que tiene número de oxidación mayor y por lo tanto el que necesita mayor cantidad de electrones para llenar su octeto, el resto a su alrededor simétricamente. 2

3 Los átomos de oxígeno no se enlazan entre sí, salvo en las moléculas de 2 y 3, el siempre tiene valencia 2 salvo en los peróxidos(h 2 2 ) es -1 y en los superóxidos (K 2 ) es -1/2. En los ácidos ternarios el hidrógeno se enlaza siempre a un átomo de oxígeno, el cual a su vez estará unido al elemento central (nunca se unirá directamente un hidrógeno con el elemento central). Proponer un esqueleto razonable (simétrico) en aquellas moléculas con mas de un átomo central. Estructura de Lewis. 1) Determinación del nº de enlaces y electrones libres para la estructura de Lewis Ej: H 2 S 4 A) Nº de electrones totales : Se suman los electrones de Valencia de cada átomo que forma la molécula (corresponde al nº de grupo de cada uno). Nºe - Totales= 2x1(H) + 6(S) +6x4 ()= 32 Si en lugar de una molécula es un íon poliatômico se deverá sumar la carga del mismo si es un anion Ej: nºe - totales C 3 = = 4+6x3 +2 =24 Carga del anion Si fuera um cátion poliatomico se debera restar la carga del cátion a lôs electrones totales Ej. : Nºe- totales NH 4 + = 5 +4x1-1 = 8 Carga del cation B) Nº de electrones por átomos individuales : es la suma de electrones que cada átomo adquiere en la estructura de Lewis, teniendo en cuenta que el hidrogeno adquiere 2 electrones y el resto de los átomos 8( completan el octeto electronico) 3

4 Nº de e individuales=2x2(h) +5 x 8(S y )= 44 C) Nº de electrones de enlace: es la diferencia entre el nº de e- por átomos individuales y nº de e- totales: paso B) A) Nº e-de enlace= = 12 D) Nº de enlaces : paso C) /2: Nº de enlaces = 12/2 =6 E) Nº de e- Libres : Paso A) C): Nº e- libres=32-12 = 20 Armamos la estructura de Lewis de H 2 S 4 completamos el paso 1 ahora el 2 (reglas de Lewis) H S H Completo los enlaces deberían ser 6 : H S H Ahora se completa la estructura com los e- libres: 20 e libres 4

5 3) Cargas formales Utilizando el concepto de carga formal podemos determinar cual es la estructura de Lewis más probable para una molécula enlazada con uniones covalentes.son cargas aparentes que se evidencian sobre los átomos. de una estructura de lewis,en aquellos que no hayan contribuido con igual numero de electrones para el enlace covalente. SE puede definir como la diferencia el nº de electrones de valencia del atomo aislado y el nº de electrones asignado a ese atomo en la estructura de Lewis: CF = nº de e - valencia nº de enlaces nºe - sin compartir (libres) Una molécula que tiene una estructura de Lewis con un nº de enlaces esperado para su nº de grupo no tiene carga formal. Dos átomos adyacentes en una estructura de Lewis no pueden tener la misma carga formal. En una molécula la suma de las cargas formales es = 0.En un ion poliatomico es igual a la carga de dicho Ion ( sean cationes o aniones) Determinacion de cargas formales: CF :Ӧ: = = -1 CF S= = +2 CF Ӧ: = = 0 5

6 :Ӧ: -1. H :Ӧ S +2 Ӧ: H :Ӧ: -1 El paso siguiente seria determinar la geometria de esta molécula usando tablas En el establecimiento de las estructuras de Lewis es muy importante tener en cuenta tres aspectos A.- Asignar cargas formales a los átomos B- Valorar la existencia de formas resonantes C- Hay átomos que no cumplen la regla del octeto( Excepciones) C Excepciones a la regla del cteto Hay tres clases de excepciones a la regla del cteto: a) Moléculas con nº de e- impar. N (Monóxido de Nitrogeno) (5+6=11 e- de valencia) N También para el N 2, 2. b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octeto (octeto incompleto) BF 3 (3+7x3= 24 e- de valencia). 6

7 Es el caso del oruro de Berilio Ej: Compuestos de los grupos 1A, 2A y 3A. 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 octetos expandidos Ej:P 5. XeF 4 nº de e- de v 5+7x5= 40 e- nº de e- de v 8+7x4= 36e- P F F Xe F F Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d), donde se alojan los pares de e- extras 7

8 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) y uno sencillo (+ largo). = Se puede decir que la estructura de la molecula de 3 no es esa sino:. = - 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 - La estructura verdadera del 3 es un hibrido entre estas dos estructuras tro ejemplo es el del Benceno or 8

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