Estructuras de Lewis y la regla del octeto

Transcripción

1 Estructuras de Lewis y la regla del octeto En 1916 el químico estadounidense Gilbert Newton Lewis y el físico alemán Walter Kossel, de forma independiente, idearon un modelo sencillo para representar a los electrones externos de un átomo. Este sistema se basa en representar a los electrones llamados de valencia como puntos alrededor de la representación simbólica del átomo. Es decir Configuración electrónica Símbolo Representación 1s 1 1s 2 e e 1s 2 2s 2 2p 1 B B Para Kossel, el octeto de electrones se logra mediante la pérdida de electrones en un átomo y la ganancia de electrones en el otro, lo que da lugar a los iones correspondientes. Enlace iónico. Por su parte Lewis, abrió la posibilidad de que los átomos compartan electrones. Enlace covalente. Problema Escribe con estructuras de Lewis la reacción de formación del fluoruro de Magnesio.

2 Para escribir las estructuras de Lewis Observa el tipo y número de átomos que tiene el compuesto a partir de su fórmula química. Determina el número de electrones de valencia que tiene cada átomo (para ello utiliza su posición en la tabla periódica). Dibuja una propuesta de esqueleto para el compuesto. Para ello coloca al átomo menos electronegativo (que no sea el hidrógeno) en el centro y coloca a los demás a su alrededor, después únelos al átomo central con líneas rectas (éstas representan un par de electrones cada una). Coloca los puntos alrededor de los átomos de tal manera que cada uno tenga ocho electrones (regla del octeto). El hidrógeno es una excepción y sólo tendrá dos puntos. Verifica que el número total de electrones de valencia de cada átomo esté plasmado en tu estructura. De lo contrario, posiblemente será un compuesto que no satisfaga la regla del octeto. molécula Tipo y número de átomos que forman la molécula CCl 3 C=1 =1 Cl=3 Electrones de valencia de cada átomo C=4 =1 Cl=7 Número total de electrones de valencia C=1*4=4 =1*1=1 Cl=3*7=21 Total=26 Estructura del esqueleto Arreglo de los puntos

3 Enlaces dobles y triples Las moléculas covalentes muchas veces tienen enlaces dobles o triples, por ejemplo, cómo podemos explicar que el oxígeno molecular sea diatómico y el nitrógeno molecular, también. molécula Tipo y número de átomos que forman la molécula CO 2 C=1 O=2 Electrones de valencia de cada átomo C=4 O=6 Número total de electrones de valencia C=1*4=4 O=2*6=12 Total=16 Estructura del esqueleto O C O Arreglo de los puntos Cómo explicarías la formación del ozono? Iones poliatómicos Para las especies poliatómicas con carga neta, a pesar de que se trata de iones, los enlaces entre los átomos son de tipo COVALENTE. N 4 + ion amonio CO 3 2- ion carbonato Para escribir las estructuras de Lewis se debe proceder igual que para los compuestos neutros, pero se considera la carga del ion. - Por ejemplo, para el ClO 4

4 Molécula Tipo y número de átomos ClO 4 - Cl = 1 O = 4 Electrones de valencia de cada átomo Cl = 7 O = 6 Número total de electrones de valencia Cl=1*7 =7 O=4*6=24 Carga ion= 1- Total= 32 Estructura del esqueleto Arreglo de puntos Construye las estructuras de puntos de los siguientes iones N 4 +, CO 3 -, SiO 3 2- Limitaciones de la regla del octeto Existen algunos átomos que no cumplen con la regla del octeto al ser estables con menos o más electrones, por ejemplo El boro tiene tres electrones de valencia. Cuando formamos el trifluoruro de boro sólo completa seis electrones a su alrededor. Ejemplo de átomos con más de ocho electrones son el fósforo y el azufre. El fósforo tiene cinco electrones de valencia y el azufre seis. Cuando se combinan con algún halógeno pueden compartir 10 y 12 electrones. A esta situación se le conoce como expansión del octeto.

5 TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES ELECTRÓNICOS DE VALENCIA (VSEPR) Los electrones de la última capa son los ELECTRONES DE VALENCIA. La teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia nos ayuda a entender y a acomodar el arreglo espacial de los átomos en una molécula o ion poliatómico. Ideas básicas de la teoría de repulsión de pares electrónicos de valencia - Cada par de electrones de valencia que se encuentre sobre el átomo central es significativo. - Los pares de electrones de valencia sobre el átomo central se repelen entre sí. - Estos pares se acomodan sobre el átomo central de tal forma que las repulsiones entre ellas sean lo más pequeñas posibles. Primero debemos contar las regiones de alta densidad electrónica Cada átomo enlazado se contabiliza como una región de alta densidad alrededor del átomo central A) Cada átomo enlazado se contabiliza como una región de alta densidad sobre una región de alta densidad electrónica, si el enlazamiento es simple, doble o triple. B) Cada par no enlazado de electrones de valencia sobre el átomo central se contabiliza como una región de alta densidad electrónica. órmula N 3 Estructura de Lewis Átomo central N Número de átomos enlazados al átomo central 3 Número de pares libres alrededor del átomo central 1 Número total de regiones de alta densidad electrónica 4

6 Teoría de enlace Valencia La Teoría de enlace Valencia se basa en suponer que aquellos orbitales del átomo central que contienen a los electrones de valencia, no pueden combinarse como están y por ello son hibridizados (se combinan) para formar orbitales nuevos con un electrón cada uno y con la capacidad de aceptar un electrón del átomo ligante. También hace uso de las regiones de alta densidad electrónica para predecir el acomodo espacial de los átomos en las moléculas o iones poliatómicos. Regiones de alta densidad electrónica Geometría electrónica hibridación Orbitales atómicos de la capa de valencia que se combinan 2 Lineal sp Un s, un p 3 Trigonal plana sp 2 Un s, dos p 4 Tetraédrica sp 3 Un s, tres p 5 Bipirámide trigonal sp 3 d Un s, tres p, un d 6 Octaédrica sp 3 d 2 Un s, tres p, dos d Los orbitales atómicos dan lugar a lo que se conoce como orbitales híbridos. El número de regiones de alta densidad electrónica que se encuentran sobre el átomo central sugiere el tipo de hibridación que tiene la molécula.

7 Geometría electrónica lineal (especies tipo AB 2, sin pares de electrones libres sobre A). La mayoría de las moléculas lineales tienen un átomo central y dos átomos del otro elemento ligados al central (AB 2 ). Las sustancias más comunes son BeCl 2, BeBr 2, BeI 2, CdX 2, donde X= Cl, Br, I. Sustancias cuya estructura es lineal (ángulo de enlace de 180 ). Supongamos la molécula de BeCl 2. La configuración electrónica del berilio y del cloro en su estado basal son 1s 2s 1s 2s 2p 3s 3p Be Cl _ Cl Be Cl Be[e] 2s 2p Be[e] 2s 2p hibridación Be[e] 2p sp El número de orbitales híbridos debe ser SIEMPRE igual al número de orbitales atómicos que se hibridizan.

8 Be + Be Be 2s 2p dos orbitales híbridos sp Be representación simplificada de los orbitales híbridos sp Cl Be Cl 3p dos sp 3p Esta hibridación explica que el acomodo espacial de la molécula sea lineal, lo que es consistente con lo que se observa experimentalmente. La hibridación sp se lleva a cabo cuando en el átomo central existen dos regiones de alta densidad electrónica. (2 RADE)

9 Geometría electrónica trigonal plana (especies tipo AB 3, sin pares de electrones libres sobre A). Datos experimentales y estructuras de Lewis El boro es un elemento del grupo IIIA forma una gran cantidad de compuestos covalentes con tres átomos enlazados. Los ejemplos típicos incluyen al trifluoruro de boro (T.f C); tricloruro de boro (T.f C); etc. Todas son moléculas trigonales planas y no polares. B B 120 B Las configuraciones electrónicas del boro y del flúor en su estado basal son B [e] 2s 2p hibridación B [e] sp 2 2p Los tres orbitales híbridos apuntarán hacia los vértices de un triángulo equilátero.

10 2p 2p 120 B + + B B B B tres orbitales híbridos sp 2 orbitales híbridos sp 2 B orbitales 2p Esta hibridación explica que el acomodo espacial de la molécula sea trigonal plana, lo que es consistente con lo que se observa experimentalmente. La hibridación sp 2 se lleva a cabo cuando en el átomo central existen tres regiones de alta densidad electrónica. (3 RADE)

11 Geometría electrónica tetraédrica (especies tipo AB 4, sin pares de electrones libres sobre A). Cada elemento del grupo IVA tiene cuatro electrones de valencia (o en el más alto nivel electrónico). Estos elementos forman compuestos covalentes y muchos en muchos de ellos se comparten los cuatro electrones de valencia con cuatro átomos distintos. Entre los ejemplos típicos se incluyen a C 4 (T.f. 182 C), C 4 (T.f. 184 C), CCl 4 (T.f. 23 C), Si 4 (T.f. 185 C), Si 4 (T.f. 90 C). Todas son tetraédricas y son moléculas no polares. El ángulo de enlace reportado es de El átomo central está ubicado en el centro del tetraedro y los otros cuatro átomos se encuentran en los vértices del mismo. C [e] 2s 2p hibridación C [e] sp 3

12 C + C + C + C C 2s orbitales 2p cuatro orbitales sp 3 hibridos C La hibridación sp 3 se lleva a cabo cuando en el átomo central se encuentra cuatro regiones de alta densidad electrónica. (4 RADE)

13 Geometría electrónica tetraédrica especies AB 3 U (un par de electrones libres sobre A) Los elementos que pertenecen a la familia VA tienen cinco electrones en su capa de valencia. Estos electrones son compartidos con otros átomos formando compuestos covalentes. Algunos ejemplos son el amoniaco, el trifluoruro de nitrógeno. Estas moléculas presentan una estructura piramidal. A pesar de que tienen cuatro regiones de alta densidad electrónica sobre el átomo central, al ángulo que se forma entre los enlaces es ligeramente menor que en las moléculas tipo AB 4 debido a que el par de electrones libre ocupa un espacio mayor que los pares de electrones de enlace. C N 107

14 Las moléculas o iones del tipo AB 3 U tienen cuatro regiones de alta densidad electrónica alrededor del átomo central. Usualmente se considera que tienen geometría tetraédrica o de pirámide trigonal y una hibridación sp3 sobre el átomo central.

15 Geometría electrónica tetraédrica especies AB 2 U 2 (dos pares de electrones libres) Los elementos del grupo VIA tienen seis electrones de valencia en su nivel de mayor energía. Estos elementos forman compuestos covalentes en donde comparten dos electrones adicionales de otros dos átomos. Los ejemplos típicos son el agua, el sulfuro de hidrógeno, y el óxido de dicloro. Estas moléculas presentan cuatro regiones de alta densidad electrónica; sin embargo, el ángulo de enlace es mucho menor que entre las moléculas tipo AB 4 y que las AB 3 U. Esto es debido a que la repulsión que existe entre los dos pares de electrones libres es mucho mayor que la existe entre un par libre y uno enlazado. El ángulo de enlace del agua es

16 repulsión muy fuerte O Una sustancia que debería parecerse al agua es el sulfuro de hidrógeno; sin embargo, para ésta se ha encontrado que su ángulo de enlace es de 92, por ello el modelo propuesto no implica hibridación de los orbitales, sino la permanencia de los orbitales atómicos en el enlace. 92 S

17 Esta estructura es congruente con las diferencias que se observan en las dos sustancias. El sulfuro de hidrógeno es un gas y el agua es líquida. Estas diferencias pueden deberse al tipo de interacciones que se presentan entre sus moléculas. Los pares de electrones libres del agua pueden interaccionar más fácilmente que los pares de electrones libres del sulfuro de hidrógeno.

18 Las moléculas AB 2 U 2 generalmente presentan hibridaciones sp 3 y se consideran angulares. Les toca desarrollar las especies del tipo AB 4 U, AB 3 U 2, AB 2 U 3 y las AB 6, AB 5 U, AB 4 U 2, AB 3 U 3, AB 2 U4