Teoria Lewis Enlace Covalente.1231837142 1b6663

TEORIA DE LEWIS DEL ENLACE COVALENTE Cuando un átomo no tiene 8 electrones en su última capa los puede obtener compartiendo con otro. Se da un enlace covalente.



Cada elemento esta rodeado de ocho electrones que se representan por puntos o aspas Estos electrones forman pares y se busca la simetría. Un par de electrones compartidos constituye un enlace simple.

Representaciones de Lewis     

Se dibujan solo los electrones de valencia Los electrones se representan por puntos o aspas Se debe procurar que se encuentren en parejas (pares electrónicos) El número de pares por los que se opte debe ser compatible con la valencia Se disponen alrededor del átomo según la TRPEV

ENLACE COVALENTE Cuando dos o más átomos con el octeto incompleto interaccionan comparten electrones para conseguir la estructura de gas noble

Un par de electrones compartidos constituye un enlace simple

ENLACES MULTIPLES



Cuando el octeto no se puede obtener compartiendo un solo par de electrones se comparten más

Enlaces dobles o triples 

Dos pares de electrones compartidos constituyen un enlace doble y tres un enlace triple

Cl

Cl

O

O

N

N

Molécula de tetracloruro de carbono

Cl Cl

C Cl

Cl

Ión nitrito

N O

O

Ión azida

-

-

+

N

N

N

Ión sulfato

O

O

-

S O -

O

APLICACIÓN DE LA REGLA DEL OCTETO

           

1. Contar todos los electrones de valencia que cada átomo aporta a la molécula. 2. Si la especie es iónica se quitan o ponen los correspondientes. 3. Se distribuyen los electrones restantes en pares. 4. Si se precisan enlaces múltiples estos se asignan a los elementos de mayor valencia. 5. El Hidrogeno y el oxigeno ocupan la posición terminal no central. 6. Los electrones que se van a compartir se calculan con la siguiente regla: C=N-D S=D-C C Número de electrones compartidos N Número de electrones necesarios D Número de electrones disponibles. S Número de electrones solitarios Cada par de electrones compartidos se representa mediante un guión

ENLACE COVALENTE COORDINADO

 

Nevil Sidwick 1873-1952 Se origina por la unión de un par de electrones no enlazantes de un átomo molécula o ión con una especie química que presenta la capa de valencia parcialmente vacía.



Los dos electrones de uno de los hidrógenos pertenecen al oxigeno

H



H

O H

H



H

N H

H

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.

F F

B

F

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

Cl

Cl

P Cl

Cl Cl

RADICALES

 

Un radical es un fragmento de molécula con algún electrón desapareado. Dos radicales importantes son el metilo y el hidroxilo

H

H

C H

H

O

RESONANCIA



Existen moléculas que pueden tener varias estructuras equivalentes sin que se pueda dar preferencia a una sobre las demás

ESTRUCTURA I

O

-

O

ESTRUCTURA II

O

+

O





O

O

-

TRPEV método resumido 1)

2)

3)

Tanto los pares electrónicos que forman un enlace como los pares solitarios se sitúan lo mas lejos posible unos de los otros, debido a la repulsión de cargas. La repulsión de los pares solitarios es superior a las de los pares de enlace. Los pares de electrones de un enlace múltiple se toman como un único par

METODO RPENV

    

   

los pares de puntos de las estructuras de lewís representan pares electrónicos estos pares se repelen electrostaticamente la menor energía corresponde a la repulsión mínima los pares electrónicos de la capa de valencia se aproximan lo mas posible al núcleo y permanecen lo mas distanciados entre si las repulsiones son mas grandes entre pares solitarios intermedias entre pares enlazantes y pares solitarios y muy débiles entre pares enlazantes las fuerzas repulsivas disminuyen notablemente con el aumento del ángulo entre pares son fuertes a 90 º más débiles a 120º muy débiles a 180º

NUMERO ESTERICO





Es el numero total de pares electrónicos (solitarios y enlazantes) alrededor del átomo central Numero estérico del S = 5

NUMERO ESTERICO Cl

As

Cl

Cl

F

F S F

F

Moléculas de lewis  

     

Enlace simple F2 Cl2 H2 HF H Cl HI SH2 NH3 CH4 Enlace covalente dativo H3 O + NH4 + Enlaces múltiples O2 N2 CO2 CNH CH2=C H2 Octetos incompletos B Cl3 BF3 Al Cl3 Octetos ampliados H2 SO4 F6 S P Cl5 Radicales CH3 OH Resonancia SO3 NO3- C6 H6 O3

H2 O

TRPEV

Lineal HCl

Pirámide trigonal NH3

Angular H2O

Forma de T F3Cl

triangular BF3

Plana cuadrada Xe F4

TETRAEDRICA CH4

Bipirámide pentagonal I F7

bipirámide trigonal PCl 5

Octaédrica S F6

piramide cuadrada BF5

TRPEV    

   

   

Lineal H2 Cl H F2 Be CNH CO2 Angular FOH H2 O SO2 O3 Plano trigonal BF3 NO3 Piramide trigonal NH3 SO3= PCl3 ClO3- NF3 Forma de t Cl F3 Plana cuadrada Xe F4 Tetraedro deformado SF4 Tetraedro CH4 SO4 = Xe O4 Bipiramide trigonal PCl5 Bipiramide cuadrada BrF5 Octaedrica SF6 Xe O64Bipiramide pentagonal IF7

Enlace iónico según la teoría de Lewis En el enlace iónico el octeto se obtiene por cesión a captación completa. No se comparten.

Formación de un enlace iónico En general el enlace iónico se forma entre átomos cuya diferencia de electronegatividad es grande. Si es intermedia puede darse un enlace covalente polar

Representación de un enlace iónico 1)

2)

3)

4)

Se dibuja el ión mas probable ( normalmente el que tiene 8 electrones en su última capa). En el ión negativo se dibujan los pares indicando la carga en la parte superior derecha y todo entre corchetes En el ión positivo no se dibujan los pares pero se indica la carga positiva en la parte superior derecha, todo entre corchetes. Se ordenan: primero el electropositivo y después el electronegativo

Ión cloruro (en los iones se usan corchetes)

Cl

-

Representación del cloruro sódico (se usan corchetes)

+ Na

Cl