TEORIA DE LEWIS

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TEORIA DE LEWIS

  1. 1. 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.
  2. 2.  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.
  3. 3. 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
  4. 4. 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
  5. 5. ENLACES MULTIPLES  Cuando el octeto no se puede obtener compartiendo un solo par de electrones se comparten más
  6. 6. Enlaces dobles o triples  Dos pares de electrones compartidos constituyen un enlace doble y tres un enlace triple
  7. 7. O O N NCl Cl
  8. 8. Molécula de tetracloruro de carbono C ClCl Cl Cl
  9. 9. Ión nitrito - OO N
  10. 10. N NN + -- Ión azida
  11. 11. Ión sulfato S OO O O - -
  12. 12. 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
  13. 13. 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
  14. 14.  OH H  H NH H H H
  15. 15. 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.
  16. 16. F BF F
  17. 17. 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
  18. 18. P ClCl Cl Cl Cl
  19. 19. RADICALES  Un radical es un fragmento de molécula con algún electrón desapareado.  Dos radicales importantes son el metilo y el hidroxilo
  20. 20. CH H H OH
  21. 21. RESONANCIA  Existen moléculas que pueden tener varias estructuras equivalentes sin que se pueda dar preferencia a una sobre las demás
  22. 22. +- O OO ESTRUCTURA I ESTRUCTURA II O O O   -
  23. 23. TRPEV método resumido 1) 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. 2) La repulsión de los pares solitarios es superior a las de los pares de enlace. 3) Los pares de electrones de un enlace múltiple se toman como un único par
  24. 24. 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
  25. 25. NUMERO ESTERICO  Es el numero total de pares electrónicos (solitarios y enlazantes) alrededor del átomo central  Numero estérico del S = 5
  26. 26. Cl Cl AsCl S F F F F NUMERO ESTERICO
  27. 27. 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  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
  28. 28. TRPEV Lineal HCl Angular H2O triangular BF3 Forma de T F3Cl Plana cuadrada Xe F4 Pirámide trigonal NH3
  29. 29. piramide cuadrada BF5 Octaédrica S F6 bipirámide trigonal PCl 5 TETRAEDRICA CH4 Bipirámide pentagonal I F7
  30. 30. 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 O6 4-  Bipiramide pentagonal IF7
  31. 31. Enlace iónico según la teoría de Lewis En el enlace iónico el octeto se obtiene por cesión a captación completa. No se comparten.
  32. 32. 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
  33. 33. Representación de un enlace iónico 1) Se dibuja el ión mas probable ( normalmente el que tiene 8 electrones en su última capa). 2) En el ión negativo se dibujan los pares indicando la carga en la parte superior derecha y todo entre corchetes 3) En el ión positivo no se dibujan los pares pero se indica la carga positiva en la parte superior derecha, todo entre corchetes. 4) Se ordenan: primero el electropositivo y después el electronegativo
  34. 34. Ión cloruro (en los iones se usan corchetes) - Cl
  35. 35. Representación del cloruro sódico (se usan corchetes) - Cl + N a

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