quimica enlaces

UNIDAD 4:
Enlace Químico
4.1 Estructura de Lewis y regla del octeto
1. La estructura de Lewis es una representación de los electrones enlazados y de los pares libres de cada uno de los átomos que constituye una molécula o un ion poliatómico.
2. Las estructuras de Lewis se basan en la regla del octeto. Los elementos representativos adquieren la configuración externa de gas noble (ns2np6) enla mayoría de los compuestos
3. El hidrógeno sólo puede tener dos electrones de valencia (dueto)
4. Para escribir la estructura de Lewis de una especie, se siguen generalmente los siguientes pasos:
· Se suman los electrones de valencia de todos los átomos que forman la especie. Sí es un ion, se añade un electrón por cada carga negativa y se resta un electrón por cada carga positiva
· Seescribe una estructura básica con el átomo menos electronegativo como átomo central (El hidrógeno y el flúor no pueden ser átomos centrales). Cada enlace se representa mediante una raya o mediante dos puntos.
· Al número total de electrones se le restan dos electrones por cada enlace en la estructura básica.
· Se distribuyen los electrones restantes en pares alrededor de cada átomo hasta completarun total de ocho electrones.
· Sí no se cumple la regla del octeto para el átomo central, se deben intentar escribir dobles o triples enlaces. El hidrógeno y el flúor no pueden formar enlaces múltiples.
5. Las especies con enlaces múltiples pueden tener dos o más estructuras de Lewis llamadas formas resonantes basándose en la misma estructura básica. Una sóla de ellas no representaadecuadamente a la especie.
6. Las formas de resonancia son las distintas maneras equivalentes de representar el mismo arreglo de átomos en especies con enlaces múltiples.
7. Existen algunas especies que no cumplen con la regla del octeto, presentándose las siguientes excepciones:
· Las especies con un número total de electrones impar no pueden ser representadas mediante estructuras de Lewis.
· Lasespecies cuyo átomo central es un elemento del grupo 2A o del grupo 3A se representan respectivamente mediante estructuras con dos pares de electrones o tres pares de electrones alrededor del átomo central.
· El fósforo como átomo central, en algunas especies, puede aceptar hasta cinco pares de electrones alrededor de él. Análogamente, el azufre como átomo central puede aceptar en algunas especieshasta seis pares de electrones.
8. El fósforo y el azufre en algunas especies forman más de cuatro enlaces porque como están en el tercer período de la tabla periódica (n = 3) tienen orbitales d disponibles y pueden expandir su capa de valencia.
9. Los elementos del segundo período (n = 2) al no tener orbitales d disponibles, no pueden expandir su capa de valencia y no pueden formar más decuatro enlaces. La teoría de orbitales moleculares permite la representación más adecuada de la distribución electrónica de muchas moléculas y a la vez permite justificar mejor algunas propiedades de esas sustancias.
4.2 Electronegatividad
La electronegatividad (c) de un elemento es la capacidad que tiene un átomo de dicho elemento para atraer hacia sí los electrones, cuando forma parte de uncompuesto. Si un átomo tiene una gran tendencia a atraer electrones se dice que es muy electronegativo (como los elementos próximos al flúor) y si su tendencia es a perder esos electrones se dice que es muy electropositivo (como los elementos alcalinos). La electronegatividad tiene numerosas aplicaciones tanto en las energías de enlaces, como en las predicciones de la polaridad de los enlaces y lasmoléculas y, también, en la racionalización de los tipos de reacciones que pueden experimentar las especies químicas.
Por el concepto que supone, la electronegatividad se ha definido de varias formas, y aún hoy es objeto de debate. La definición original de electronegatividad de Pauling está relacionada con la energía puesta en juego cuando se forman enlaces químicos. Supóngase un enlace covalente...