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Estrucura de Lewis y enlaces quimicos

1. ENLACE QUÍMICOENLACE QUÍMICO
TEORIA DE LEWISTEORIA DE LEWIS

2. Materia Interactuamos

3. Conjunto de átomos de
diferentes elementos que
interactúan a nivel de sus
e
-
de la última orbita.

4. Walther Kossel y Gilbert Lewis
“Teoría de los enlaces químicos”
Los átomos de los gases nobles
(He, Kr, Xe, etc) no se combinan
porque son estables (tienen su
último orbital lleno con e
-
).
Los átomos se combinan porque
tratan de completar en su último
nivel de energía 8 electrones, la
configuración del gas noble más
próximo.

5. ENLACE QUÍMICO
Fuerzas de atracción
entre átomos que los
mantienen unidos en
moléculas

6. ESTRUCTURAS DE LEWIS Y LA REGLA DEL OCTETO
Los e- más externos de los átomos se conocen como e- de valencia de las
órbitas s y p , y son los responsables de enlazarse químicamente con los
átomos vecinos

7. LA REGLA DEL OCTETO
“La tendencia de los átomos para adquirir 8
electrones en su último nivel de energía”
Electronegatividad.-
Capacidad de los átomos para
atraer electrones.
Radio atómico.-
Distancia entre el centro del
núcleo y el último electrón.

8. Materia Interactuamos

9. ESTRUCTURAS DE LEWIS
Representaciones de los átomos con el símbolo del elemento y e- de
valencia alrededor en forma de puntos.
1ra. Columna
valencia 1
H, Na yK
2da. Columna
valencia 2
Be, Mg
3ra. Columna
valencia 3
B
4ta. Columna
valencia 4
Si
8va. Columna
Valencia 0
Ne, Ar

10. ESTRUCTURAS DE LEWIS
Representaciones de los átomos con el símbolo del elemento y e- de
valencia alrededor en forma de puntos.

12. La diferencia de ELECTRONEGATIVIDAD permite estimar el
tipo de enlace que se formará al unirse 2 o más átomos.

13. Ocurre por transferencia de electrones entre átomos con
diferencia de electronegatividad > 1.7
El elemento más electronegativo acepta los electrones del menos
electronegativo.
Entre METALES del gpo I y IIA con NO METALES del gpo VI y
VIIA
Ej. KF, LiF, BaCl
2

14. CARACTERÍSTICAS DEL ENLACE IÓNICO
Sólidos
Poseen elevados puntos de
fusión y ebullición.
Son buenos conductores de
electricidad cuando se
disuelven en H
2
O.

21. Tipo de enlace que se
produce cuando dos átomos
comparten pares de
electrones, se produce
entre NO METALES
La diferencia de electronegatividades es < o =1.7

23. ENLACE COVALENTE NO POLAR
•Ocurre entre átomos cuya ≠ EN = 0 debido a que ambos
átomos tienen la misma fuerza para atraer los electrones
hacia su núcleo.
•Por la cantidad de electrones de valencia y la tendencia
para completar los 8 electrones en su último nivel pueden
compartir 1,2 o 3 pares de electrones

27. ENLACE COVALENTE POLAR
•Ocurre entre 2 átomos NO metales diferentes.
•El átomo más electronegativo atraerá más a los
electrones, esto significa que la molécula queda
parcialmente cargada, por que los electrones no se
comparten simétricamente

28. ENLACE COVALENTE
COORDINADO
Se produce cuando un
átomo no metálico
comparte un par de
electrones con otro átomo,
pero el segundo átomo
acomoda los electrones en
su orbital vacío.

29. PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS CON ENLACE
COVALENTE:
Tienen gran variedad de puntos de fusión y ebullición.
Son aislantes térmicos y eléctricos.
Sus moléculas tienen forma geométrica definida.
 Existen en los tres estados de agregación: sólidos,
líquidos y gaseosos.
 Los polares son solubles en disolventes polares, los no
polares son solubles en compuestos no polares.

30. ENLACE METÁLICO
Los metales sólidos se agrupan químicamente por un tipo de unión
llamado enlace metálico.
CARACTERÍSTICAS FÍSICAS :
•Conducen el calor.
•Conducen
la electricidad.
•Son maleables
(forman láminas).
•Son dúctiles
(forman cables).
•Brillo metálico

31. En la estructura metálica sólo pueden existir iones positivos (+) y una nube
de electrones de valencia sin posición definida, que viajan por todo el
conglomerado atómico.

33. FUERZAS INTERMOLECULARES
FUERZAS DE VAN DER WAALS:
•PUENTES DE HIDRÓGENO (DIPOLO – DIPOLO)
•FUERZAS DE LONDON

37. HACER FOLLETO DE LAS CARACTERISTICAS FISICAS Y QUIMICAS
DEL AGUA, IMPORTANCIAO, CÓMO CUIDARLA
CARACTERISTICAS DE LAS MOLECULAS BIOLOGICAS QUE TIENEN
PUENTES DE HIDRGENO

38. ¿Por qué se unen los átomos?
Los átomos se unen porque, al estar unidos, adquieren una situación
más estable que cuando estaban separados.
Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de
electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho,
estructura que coincide con la de los gases nobles.
Los
 
gases nobles 
tienen muy poca tendencia a formar compuestos y
suelen encontrarse en la naturaleza como átomos aislados. Sus
átomos, a excepción del helio, tienen 8 electrones en su último nivel.
Esta configuración electrónica es extremadamente estable y a ella
deben su poca reactividad.
Podemos explicar la unión de los átomos para formar enlaces porque
con ella consiguen que su último nivel tenga 8 electrones, la misma
configuración electrónica que los átomos de los gases nobles. Este
principio recibe el nombre de
 
regla del
Fuerzas de atracción entre átomos que los mantienen unidos en
moléculas

39. En la formación de compuestos IONICOS
Li + F Li
+
+ [ F ]
-
Li
+
[ F ]
-
El e- del Li se transfiere al F quedando el kernel del Li cargado positivamente
y el F con su octeto completo
También para representar enlaces COVALENTES
Los 2e- están asociados o compartidos entre ambos
núcleos. En este caso, cada átomo de H tiene el
mismo # de e- que el helio, por lo que se cumple la
regla de Lewis.
H +H HH
F + F F F
Cuando 2 átomos de F se aproximan, los e-
no apareados son compartidos por los 2
núcleos y se forma un enlace covalente
formando la molécula F
2.
Ambos átomos tienen 8 e- de valencia y se
cumple la regla del octeto.
Escribir con estructuras de Lewis la reacción de formación del Fluoruro de magnesio

40. ACTIVIDAD
1.- Escribe las estructuras de Lewis de los siguientes elementos a partir de su
posición en la tabla periódica:
a)Bromo
b)Xenón
c)Fósforo
d)Rubidio
e)Aluminio
f)Calcio
2.- Utiliza estructuras de puntos para representar la reacción de formación de los
siguientes compuestos iónicos, con sus fórmulas correctas:
a)Floruro de rubidio
b)Cloruro de aluminio
c)Bromuro de calcio

41. Para escribir las estructuras de puntos de un compuesto más complicado, se pueden
seguir las siguientes reglas:
•Observa el tipo y # de átomos del compuesto a partir de su fórmula química.
•Determina el # de e- de valencia que tiene c/átomo utilizando su posición en la tabla
periódica y también conoces el # total de e- de valencia que vas a utilizar para
construir la estructura de puntos.
•Dibuja 1 propuesta de esqueleto para el compuesto.Une los átomos entre sí con líneas
rectas, puede resultar dificil, pero puedes asumir que en moléculas sencillas que tienen 1 átomo de 1
elemento y varios átomos de otro, el átomo único está en el centro.
•Coloca los puntos alrededor de los átomos, de tal manera que c/1 tenga 8e- ( para
cumplir con la regla del octeto). El H es una excepción, tan solo tiene 2 e-.
•Verifica que el # total de e- de valencia esté plasmado en tu estructura. Si no es el
caso, posiblemente se trate de 1 compuesto que no satisface la regla del octeto.
Ejemplo:
MoléculaTipo y # de
átomos
E- de valencia
de c/átomo
# total de e-
de valencia
Estructura del
esqueleto
Arreglo de los
puntos
CHCl
3
C = 1
H = 1
Cl =3
C = 4
H = 1
Cl =7
C =1 x 4 = 4
H = 1 x 1 = 1
Cl= 3 x 7 = 21
TOTAL = 26
CCl
Cl
Cl
H
CCl
Cl
Cl
H
Porque crees que se decidió colocar al C como átomo central y no al H?

42. Enlaces doble y triple
En la formación del ENLACE COVALENTE participan e- que son compartidos
entre los 2 átomos. Con las estructuras de puntos podemos determinar los tipos de
enlaces (sencillos, dobles o triples) que se forman, bajo la premisa de que se
cumple la regla del octeto.
O O
O
2, oxígeno
N N
N
2
, nitrógeno
MoléculaTipo y # de
átomos
E- de valencia
de c/átomo
# total de e-
de valencia
Estructura del
esqueleto
Arreglo de los
puntos
CO
2
C = 1
O = 2
C = 4
O = 6
C =1 x 4 = 4
O = 2 x 6 = 12
TOTAL = 16
a)
b)
c)
COO
COO
COO
COO==
a)Y b) no se cumple la regla del octeto. En a) ninguno de los oxígenos tienen 8e-
a su alrededor , y en b) el carbono no completa los 8e-.
En c) todos los átomos satisfacen la regla del octeto, cada oxígeno comparte 2
pares de e- con el carbono formando 2 enlaces dobles.