Estructuras de Lewis y la regla del octeto En 1916 el químico

Estructuras de Lewis y la regla del octeto
En 1916 el químico estadounidense Gilbert Newton Lewis y el físico alemán Walter
Kossel, de forma independiente, idearon un modelo sencillo para representar a los
electrones externos de un átomo. Este sistema se basa en representar a los
electrones llamados de “valencia” como puntos alrededor de la representación
simbólica del átomo. Es decir:
Configuración electrónica
1s1
1s2
1s22s22p1
Símbolo
H
He
B
Representación
H•
•He•
•B•
Para Kossel, el octeto de electrones se logra mediante la pérdida de electrones en
un átomo y la ganancia de electrones en el otro, lo que da lugar a los iones
correspondientes. Enlace iónico.
Por su parte Lewis, abrió la posibilidad de que los átomos compartan electrones.
Enlace covalente.
Problema:
Escribe con estructuras de Lewis la reacción de formación del fluoruro de
Magnesio.
Para escribir las estructuras de Lewis
• Observa el tipo y número de átomos que tiene el compuesto a partir de su
fórmula química.
• Determina el número de electrones de valencia que tiene cada átomo (para
ello utiliza su posición en la tabla periódica).
• Dibuja una propuesta de esqueleto para el compuesto. Para ello coloca al
átomo menos electronegativo (que no sea el hidrógeno) en el centro y coloca
a los demás a su alrededor, después únelos al átomo central con líneas
rectas (éstas representan un par de electrones cada una).
• Coloca los puntos alrededor de los átomos de tal manera que cada uno tenga
ocho electrones (regla del octeto). El hidrógeno es una excepción y sólo
tendrá dos puntos.
• Verifica que el número total de electrones de valencia de cada átomo esté
plasmado en tu estructura. De lo contrario, posiblemente será un compuesto
que no satisfaga la regla del octeto.
molécula
CHCl3
Tipo
y
número de
átomos que
forman la
molécula
C=1
H=1
Cl=3
Electrones
de valencia
de
cada
átomo
Número
Estructura
total
de del
electrones
esqueleto
de valencia
C=4
H=1
Cl=7
C=1*4=4
H=1*1=1
Cl=3*7=21
Total=26
Arreglo de
los puntos
Enlaces dobles y triples
Las moléculas covalentes muchas veces tienen enlaces dobles o triples, por
ejemplo, cómo podemos explicar que el oxígeno molecular sea diatómico y el
nitrógeno molecular, también.
molécula
CO2
Tipo
y
número de
átomos que
forman la
molécula
C=1
O=2
Electrones
de valencia
de
cada
átomo
Número
Estructura
total
de del
electrones
esqueleto
de valencia
C=4
O=6
C=1*4=4
O=2*6=12
Total=16
Arreglo de
los puntos
O⎯C⎯O
¿Cómo explicarías la formación del ozono?
Iones poliatómicos:
Para las especies poliatómicas con carga neta, a pesar de que se trata de iones,
los enlaces entre los átomos son de tipo COVALENTE.
NH4+ ion amonio
CO32- ion carbonato
Para escribir las estructuras de Lewis se debe proceder igual que para los
compuestos neutros, pero se considera la carga del ion.
Por ejemplo, para el ClO4-
Molécula
ClO4-
Tipo
y Electrones
número de de valencia
átomos
de
cada
átomo
Cl = 1
Cl = 7
O=4
O=6
Número total Estructura
de
del
electrones
esqueleto
de valencia
Cl=1*7 =7
O=4*6=24
Carga ion=
1Total= 32
Arreglo de
puntos
Construye las estructuras de puntos de los siguientes iones NH4+, CO3-, SiO32-
Limitaciones de la regla del octeto:
Existen algunos átomos que no cumplen con la regla del octeto al ser estables con
menos o más electrones, por ejemplo:
El boro tiene tres electrones de valencia. Cuando formamos el trifluoruro de boro
sólo completa seis electrones a su alrededor.
Ejemplo de átomos con más de ocho electrones son el fósforo y el azufre. El
fósforo tiene cinco electrones de valencia y el azufre seis. Cuando se combinan con
algún halógeno pueden compartir 10 y 12 electrones. A esta situación se le conoce
como expansión del octeto.
TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES ELECTRÓNICOS DE VALENCIA
(TRPECV)
Este modelo se originó a partir de las ideas expuestas por N. V. Sidgwick y H. E.
Powell en 1940, las cuales fueron retomadas y desarrolladas posteriormente por R.
S. Nyholm y R. J. Gillespie en 1957.
La TRPECV se basa en simples consideraciones electrostáticas. Si se tiene un
conjunto de N cargas eléctricas puntuales, iguales y situadas a la misma distancia
de un punto fijo; la disposición espacial de mínima energía es aquella que
minimiza las repulsiones electrostáticas entre ellas; es decir, la que determina
la máxima separación física posible entre las cargas eléctricas.
Actividad: Usando globos como modelos de orbitales, propón la distribución
de dos, tres, cuatro, cinco y seis pares de electrones. Indica la estructura
geométrica que formaría y el ángulo de separación entre ellos.
Los electrones de la última capa son los ELECTRONES DE VALENCIA.
La teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia nos ayuda a
entender y a acomodar el arreglo espacial de los átomos en una molécula o ion
poliatómico.
Ideas básicas de la teoría de repulsión de pares electrónicos de valencia:
- Cada par de electrones de valencia que se encuentre sobre el átomo central
es significativo.
- Los pares de electrones de valencia sobre el átomo central se repelen entre
sí.
- Estos pares se acomodan sobre el átomo central de tal forma que las
repulsiones entre ellas sean lo más pequeñas posibles.
Primero debemos contar las regiones de alta densidad electrónica (RADE):
Cada átomo enlazado se contabiliza como una región de alta densidad alrededor
del átomo central:
A) Cada átomo enlazado se contabiliza como una región de alta densidad sobre
una región de alta densidad electrónica, si el enlazamiento es simple, doble o
triple.
B) Cada par no enlazado de electrones de valencia sobre el átomo central se
contabiliza como una región de alta densidad electrónica.
Fórmula
NH3
Estructura de Lewis
Átomo central
N
Número de átomos enlazados al átomo central 3
Número de pares libres alrededor del átomo central 1
Número total de regiones de alta densidad electrónica (RADE) 4
Teoría de enlace Valencia
La Teoría de enlace Valencia se basa en suponer que aquellos orbitales del átomo
central que contienen a los electrones de valencia, no pueden combinarse como
están y por ello son hibridizados (se combinan) para formar orbitales nuevos con
un electrón cada uno y con la capacidad de aceptar un electrón del átomo ligante.
También hace uso de las regiones de alta densidad electrónica para predecir el
acomodo espacial de los átomos en las moléculas o iones poliatómicos.
Regiones de Geometría electrónica
alta densidad
electrónica
2
3
4
5
6
Lineal
Trigonal plana
Tetraédrica
Bipirámide trigonal
Octaédrica
hibridación Orbitales atómicos
de la capa de
valencia que se
combinan
sp
Un s, un p
2
sp
Un s, dos p
3
sp
Un s, tres p
3
sp d
Un s, tres p, un d
3 2
sp d
Un s, tres p, dos d
Los orbitales atómicos dan lugar a lo que se conoce como orbitales híbridos. El
número de regiones de alta densidad electrónica que se encuentran sobre el
átomo central sugiere el tipo de hibridación que tiene la molécula.
Geometría electrónica lineal (especies tipo AB2, sin pares de electrones
libres sobre A).
La mayoría de las moléculas lineales tienen un átomo central y dos átomos del
otro elemento ligados al central (AB2).
Las sustancias más comunes son: BeCl2, BeBr2, BeI2, CdX2, donde X= Cl, Br, I.
Sustancias cuya estructura es lineal (ángulo de enlace de 180°).
Supongamos la molécula de BeCl2. La configuración electrónica del berilio y del
cloro en su estado basal son:
Be
1s
2s
1s
↑↓
↑↓
Cl ↑↓
2s
2p____ 3s
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
Cl
Be[He]
3p___
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑_
Be
Cl
Be[He]
2s
2p
2s
2p
hibridación
Be[He]
2p
sp
El número de orbitales híbridos debe ser SIEMPRE igual al número
de orbitales atómicos que se hibridizan.
Be
2s
+
2p
Be
Be
Be
representación
simplificada de los
orbitales híbridos sp
dos orbitales
híbridos sp
Cl
3p
:
Be
dos sp
:
Cl
3p
Esta hibridación explica que el acomodo espacial de la molécula sea lineal, lo
que es consistente con lo que se observa experimentalmente.
La hibridación sp se lleva a cabo cuando en el átomo central existen dos regiones
de alta densidad electrónica.
Geometría electrónica trigonal plana (especies tipo AB3, sin pares de
electrones libres sobre A).
Datos experimentales y estructuras de Lewis:
El boro es un elemento del grupo IIIA forma una gran cantidad de compuestos covalentes
con tres átomos enlazados.
Los ejemplos típicos incluyen al trifluoruro de boro (T.f. -127°C); tricloruro de boro (T.f. 107°C); etc. Todas son moléculas trigonales planas y no polares.
:
F
:
:
:
: F:
B
:
:F:
F
120°
B
F
F
120°
B
F
F
F
120°
La configuración electrónica del boro en su estado basal es:
B [He]
2p
2s
B [He]
hibridación
2p
sp2
Los tres orbitales híbridos apuntarán hacia los vértices de un triángulo equilátero.
2p
2p
B
+
B
+
120°
B
B
B
tres orbitales
híbridos sp2
F
orbitales híbridos sp2
orbitales 2p
B
F
F
Esta hibridación explica que el acomodo espacial de la molécula sea trigonal
plana, lo que es consistente con lo que se observa experimentalmente.
La hibridación sp2 se lleva a cabo cuando en el átomo central existen tres
regiones de alta densidad electrónica.
Geometría electrónica tetraédrica (especies tipo AB4, sin pares de electrones
libres sobre A).
Cada elemento del grupo IVA tiene cuatro electrones de valencia (o en el más alto nivel
electrónico). Estos elementos forman compuestos covalentes y muchos en muchos de ellos
se comparten los cuatro electrones de valencia con cuatro átomos distintos.
Entre los ejemplos típicos se incluyen a: CH4 (T.f. −182°C), CF4 (T.f. −184°C), CCl4 (T.f. –
23°C), SiH4 (T.f. −185°C), SiF4 (T.f. −90°C).
Todas son tetraédricas y son moléculas no polares. El ángulo de enlace reportado es de
109.5°. El átomo central está ubicado en el centro del tetraedro y los otros cuatro átomos se
encuentran en los vértices del mismo.
C [He]
2s
C
+
C
+
C [He]
2p
sp3
hibridación
+
C
C
C
109.5°
2s
orbitales 2p
:
H
C
H :
:
:H
H
cuatro orbitales sp3
hibridos
La hibridación sp3 se lleva a cabo cuando sobre el átomo central se encuentran
cuatro regiones de alta densidad electrónica.
Geometría electrónica tetraédrica – especies AB3U
(un par de electrones libres sobre A)
Los elementos que pertenecen a la familia VA tienen cinco electrones en su capa
de valencia. Estos electrones son compartidos con otros átomos formando
compuestos covalentes. Algunos ejemplos son el amoniaco, el trifluoruro de
nitrógeno. Estas moléculas presentan una estructura piramidal.
A pesar de que tienen cuatro regiones de alta densidad electrónica sobre el átomo
central, al ángulo que se forma entre los enlaces es ligeramente menor que en las
moléculas tipo AB4 debido a que el par de electrones libre ocupa un espacio mayor
que los pares de electrones de enlace.
:
H
H
H
C
H
109.5°
N
H
H
H
107°
Las moléculas o iones del tipo AB3U tienen cuatro regiones de alta densidad
electrónica alrededor del átomo central. Usualmente se considera que tienen
geometría tetraédrica o de pirámide trigonal y una hibridación sp3 sobre el átomo
central.
Geometría electrónica tetraédrica – especies AB2U2
(dos pares de electrones libres)
Los elementos del grupo VIA tienen seis electrones de valencia en su nivel de
mayor energía. Estos elementos forman compuestos covalentes en donde
comparten dos electrones adicionales de otros dos átomos.
Los ejemplos típicos son el agua, el sulfuro de hidrógeno, y el óxido de dicloro.
Estas moléculas presentan cuatro regiones de alta densidad electrónica; sin
embargo, el ángulo de enlace es mucho menor que entre las moléculas tipo AB4 y
que las AB3U.
Esto es debido a que la repulsión que existe entre los dos pares de electrones
libres es mucho mayor que la existe entre un par libre y uno enlazado. El ángulo de
enlace del agua es 104.5°.
:
O
:
:
H
H
repulsión
muy fuerte
:
Una sustancia que debería parecerse al agua es el sulfuro de hidrógeno; sin
embargo, para ésta se ha encontrado que su ángulo de enlace es de 92°, por ello el
modelo propuesto no implica hibridación de los orbitales, sino la permanencia de
los orbitales atómicos en el enlace.
H
:
92°
S
H :
:
:
Esta estructura es congruente con las diferencias que se observan en las dos
sustancias. El sulfuro de hidrógeno es un gas y el agua es líquida. Estas diferencias
pueden deberse al tipo de interacciones que se presentan entre sus moléculas. Los
pares de electrones libres del agua pueden interaccionar más fácilmente que los
pares de electrones libres del sulfuro de hidrógeno.
Las moléculas AB2U2 generalmente presentan hibridaciones sp3 y se consideran
angulares.
De aquí en adelante te toca construir las geometrías restantes. Puedes ayudarte del
programa ACDLAbs que contiene al ChemSketch.