teoria enlace quimico

UNIDAD V

QUÍMICA

CONCEPTO
• Es la fuerza de unión entre átomos que están
formando moléculas.
• Cuando los átomos interactúan solo entran
en contacto sus regiones más externas
(electrones de valencia).
• Para ello los átomos ceden, aceptan o
comparten electrones

REGLA DEL OCTETO
• Los elementos aceptan, ceden o comparten
electrones con la finalidad de tener 8
electrones en sunivel más externo.

Ne
1s22s22p6

FÓRMULAS PUNTUALES DE LEWIS
• Sistema desarrollado por Newton Lewis.
• Un símbolo de puntos de Lewis está formado
por el símbolo del elemento y un punto por
cada electrón de valencia en átomo del
elemento.
• Se aplica a átomos, iones o moléculas.

Na•
1s22s22p63s1

Electrón externo

ESTRUCTURAS DE LEWIS EN
COMPUESTOS
• REGLAS:
1. Escribirla estructura fundamental mediante
símbolos químicos, colocando en el centro el
elemento menor electronegativo (excepto
H).
2. Coloque el número total de electrones de
valencia.
3. Dibuje un enlace entre el átomo central y los
átomos que lo rodean.

ELECTRONEGATIVIDAD
• Es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí
los electrones de un enlace químico.
• Ésta propiedad estárelacionada con la afinidad
electrónica y la energía de ionización.
• En general, en la tabla periódica, la
electronegatividad aumento de izquierda a
derecha a través de un periodo y disminuye a
aumentar el número atómico y aumentar el
carácter metálico.

EJEMPLO NF3

F N F
F
22s22p3
N = 1s
F = 1s22s22p5

F N F
F

LIMITACIONES
• La regla del octeto se aplica perfectamente aelementos del segundo periodo.
• Las excepciones a la regla del octeto caen en
3 categorías: octeto incompleto, número
impar de electrones o más de 8 electrones
alrededor del átomo central.

OCTETO INCOMPLETO
Cuando el número de electrones que rodean al
átomo central en una molécula estable es menor
a 8.
– EJEMPLO: Be = 1s22s2
Sin embargo, el hidruro de berilio (BeH2):
H — Be — H
Solo 4electrones rodean al átomo central, no
hay forma de satisfacer la regla de octeto.

NÚMERO IMPAR DE ELECTRONES
Moléculas con número impar de electrones
EJEMPLOS:
– Óxido nítrico = NO
– Dióxido de nitrógeno = NO2
N=O

O = N+ − O -

OCTETO EXPANDIDO
Cuando el número de electrones que rodean
al átomo central (3er periodo en delante) en
una molécula estable es mayor a 8.
– EJEMPLO: SF6 =Hexafluoruro de azufre
F

S = [Ne]3s23p4
F

F

S
F

F

F

CARGA FORMAL
• En un átomo los puntos de Lewis serán
simplemente los electrones de valencia.
• En una molécula los electrones asociados al
átomo son los pares libres del átomo más los
electrones del par o pares de enlace.
• La diferencia entre los electrones de valencia de
un átomo aislado y el número de electronesasignados a ese átomo en una estructura de
Lewis es la CARGA FORMAL del átomo.

CÁLCULO DE LA CARGA FORMAL
• Básicamente es la carga parcial de una
molécula.
• La manera de calcularla es la siguiente:

Número
total de ede
valencia
en el
átomo
libre

Número
total de
e- no
enlazado

½
[Númer
o total
de e- de
enlace]

Carga
formal
de un
átomo
en Lewis

OZONO = O3OOO
OOO
Cargas de O central = 6 – 2 – ½(6) = +1

Cargas de O terminal (O=O) = 6 – 4 – ½(4) = 0
Cargas de O terminal (O-O) = 6 – 6 – ½(2) = -1

UTILIDAD DE CARGAS FORMALES
• Para facilitar la elección de la estructura de
Lewis correcta para una molécula.
– Ejemplo: Formaldehído (CH2O)
• POSIBLES ESTRUCTURAS BÁSICAS:

+ a. H-C=O-H

H
b.

C=O
H

RESONANCIA

OOO
Una de lasdos o más estructuras de Lewis
posibles para una sola molécula que no se
puede representar con una sola estructura.
Ejemplos: ion carbonato y el benceno

TIPOS DE ENLACE
Tipos de enlaces que formarán los átomos:
• Enlace iónico
• Enlace Covalente
- Covalente polar
- Covalente no polar
- Covalente coordinado

ENLACE IÓNICO
Fuerza electrostática que mantiene unidos a los iones
en un...