En 1916, Lewis resaltó que los gases nobles eran muy poco reactivos debido a que su configuración electrónica era muy estable, y sugirió que los átomos pueden adquirir estabilidad compartiendo electrones con otros átomos, formando enlaces mediante pares de electrones, y adquiriendo así estructuras similares a las de los gases nobles (regla del octeto). Según Lewis el enlace covalente consiste en la unión de dos átomos que comparten uno o más pares de electrones. Cada pareja de electrones compartida debe ocupar una región del espacio entre ambos átomos, y a efectos de contabilidad, pertenecen a los dos átomos. Atendiendo al número de pares de electrones compartidos se generarán enlaces simples (se representa por A-B), dobles (A=B) o triples (AºB). Los pares de electrones que no forman enlace se llaman pares electrónicos no compartidos o solitarios. Aunque éstos no contribuyen directamente al enlace, ejercen influencia en la forma de las moléculas y en sus propiedades químicas. Las estructuras de Lewis dan información sobre la configuración electrónica de una molécula. En función de ello se pueden explicar de manera cualitativa, las fuerzas, las longitudes de enlace, y algo de la reactividad de la molécula. Pero no nos dice nada de su geometría, la cual es responsable de muchas propiedades físicas y químicas.
Escritura de las estructuras de Lewis 1.- Dibujar una estructura básica para la molécula o ión, uniendo los átomos por medio de enlaces sencillos. 2.- Contar el número de electrones de valencia. Para una molécula se suman los electrones de valencia de los átomos. Para un anión poliatómico se suman un número de electrones igual a la carga negativa. Para un catión poliatómico se debe restar un número de electrones igual a la carga positiva. 3.- Descuento de los electrones de valencia por cada enlace sencillo escrito en el paso 1. Distribuir los electrones restantes en pares no compartidos de modo que cada átomo esté rodeado de 8 electrones si es posible. Si hay pocos electrones que repartir se convierten los enlaces sencillos en enlaces múltiples.
Formas de resonancia Estructura de Lewis para él: SO 2 S : [ Ne] 3s 2 3p 4 O: [He] 2s 2 2p 4 nº de electrones de valencia: 6 + 6.2 = 18 Habría dos enlaces distintos, experimentalmente se comprueba que son iguales. La estructura verdadera es intermedia entre ellas O O S S O O NO 3 N : [ He] 2s 2 2p 3 O: [He] 2s 2 2p 4 nº de electrones de valencia: 5 + 6.3 = 23
Inutilidad de la regla del octeto Para especies con un número impar de electrones de valencia es imposible escribir estructuras de Lewis en que cada átomo obedezca la regla del octeto. 7 e N : [ He] 2s 2 2p 3 nº de electrones de valencia 5 + 6 = 11 NO O O : [He] 2s 2 2p 4 Moléculas en las que hay electrones desapareados son paramagnéticas Octeto incompleto BCl 3 B : [ He] 2s 2 2p 1 Cl : [Ne] 3s 2 3p 5 nº de electrones de valencia 3 + 7.3 = 24 Octeto expandido SF 6 S : [Ne] 3s 2 3p 4 F : [He] 2s 2 2p 5 nº de electrones de valencia 6 + 7.6 = 48 Problemas de estructuras de Lewis: http://www.uv.es/lahuerta/test/tema4/4_1lewis.htm Teoría con animaciones: http://www.uhu.es/quimiorg/covalente1.html http://www.100ciaquimica.net/temas/tema4/punto3d.htm
Para explicar la geometría molecular utilizamos La TRPECV (Teoría de la repulsión de los pares electrónicos en la capa de valencia ). Para ello deben seguirse tres pasos: Escribir la estructura de Lewis Contar el número de pares electrónicos que rodean al átomo central. Luego se predicen las distancias espaciales de manera que las repulsiones sean mínimas. Se predicen los ángulos de enlace sabiendo que las repulsiones entre pares libres son mayores que las repulsiones entre pares libres y enlazantes, y estas a su vez son mayores que las repulsiones entre pares enlazantes.
TRPECV Pares de electrones enlazantes 2 3 4 BeCl 2 BF 3 CH 4 triángulo equilátero Tetraédrica Lineal
Pares de electrones enlazantes 5 6 PCl 5 SF 6 Bipirámide trigonal Octaédrica
Pares de electrones enlazantes y no enlazantes 3 enlazantes 1 no enlazante NH 3 PASO 1 Escribir la estructura de Lewis (octeto). PASO 2 Contar los pares electrónicos y reagruparlos para minimizar la repulsión. Esta molécula presenta 4 pares de electrones y lo mejor que se puede lograr es una redistribución tetraédrica PASO 3 Ubique los átomos H en sus posiciones, los tres compartiendo pares de electrones como se muestra PASO 4 Nombre la estructura de la molécula, básese en la posición de los átomos. Recuerde que colocar los pares electrónicos determina la estructura y que la geometría se basa en los átomos. Es incorrecto afirmar que NH 3 es tetraédrico. Realmente, posee una agrupación tetraédrica de sus pares electrónicos, pero su geometría, es UNA PIRÁMIDE TRIGONAL.
Pares de electrones enlazantes y no enlazantes 2 enlazantes 2 no enlazantes H 2 O PASO 1 Escribir la estructura de Lewis (octeto). PASO 2 Contar los pares electrónicos y reagruparlos para minimizar la repulsión. Esta molécula presenta 4 pares de electrones y lo mejor que se puede lograr es una redistribución tetraédrica PASO 3 Ubique los átomos H en sus posiciones, los tres compartiendo pares de electrones como se muestra PASO 4 Nombre la estructura de la molécula, básese en la posición de los átomos. Recuerde que colocar los pares electrónicos determina la estructura y que la geometría se basa en los átomos. Es incorrecto afirmar que H 2 O es tetraédrico. Realmente, posee una agrupación tetraédrica de sus pares electrónicos, pero su geometría, es ANGULAR.
ENLACES MÚLTIPLES Hasta el momento nuestro tratamiento considera sólo moléculas con enlaces simples. Para saber cómo manejar la situación en moléculas con enlaces dobles, triples etc, tomemos la estructura del ion NO 3 - para el que se requiere escribir tres estructuras resonantes Además, el ion NO 3 - se sabe que es plana con ángulos de enlace de 120 y esta estructura plana es la que se espera para tres pares de electrones solitarios alrededor del átomo central. Esto significa que un doble enlace debe contarse como un par solitario efectivo en la descripción de la geometría molecular. En VSEPR, enlaces múltiples cuentan como un par solitario efectivo