Química Introductoria

Publicada el por admin

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá::

  • Escribir símbolos de Lewis para átomos e iones neutrales
  • Dibujar estructuras de Lewis que representen la unión en moléculas simples

Hemos discutido los diversos tipos de enlaces que se forman entre átomos y/o iones. En todos los casos, estos enlaces implican compartir o transferir electrones de la capa de valencia entre átomos. En esta sección, exploraremos el método típico para representar electrones de capas de valencia y enlaces químicos, a saber, símbolos de Lewis y estructuras de Lewis.

Símbolos de Lewis

Utilizamos símbolos de Lewis para describir configuraciones electrónicas de valencia de átomos e iones monatómicos. Un símbolo de Lewis consiste en un símbolo elemental rodeado por un punto para cada uno de sus electrones de valencia:

Se muestra una estructura de calcio de Lewis. Un par solitario de electrones se muestra a la derecha del símbolo.

La figura 1 muestra los símbolos de Lewis para los elementos del tercer período de la tabla periódica.

Se muestra una tabla que tiene tres columnas y nueve filas. La fila de encabezado dice

Figura 1. Símbolos de Lewis que ilustran el número de electrones de valencia para cada elemento en el tercer período de la tabla periódica.

Los símbolos de Lewis también se pueden usar para ilustrar la formación de cationes a partir de átomos, como se muestra aquí para el sodio y el calcio:

Se muestran dos diagramas. El diagrama de la izquierda muestra una estructura de punto de Lewis de sodio con un punto, luego una flecha orientada a la derecha que conduce a un símbolo de sodio con un signo más superíndice, un signo más y la letra

Asimismo, se pueden usar para mostrar la formación de aniones a partir de átomos, como se muestra a continuación para el cloro y el azufre:

Se muestran dos diagramas. El diagrama de la izquierda muestra una estructura de punto de Lewis de cloro con siete puntos y la letra

La figura 2 muestra el uso de símbolos de Lewis para mostrar la transferencia de electrones durante la formación de compuestos iónicos.

Se muestra una tabla con cuatro filas. La fila de encabezado dice

Figura 2. Los cationes se forman cuando los átomos pierden electrones, representados por menos puntos de Lewis, mientras que los aniones se forman cuando los átomos ganan electrones. El número total de electrones no cambia.

Estructuras de Lewis

También utilizamos símbolos de Lewis para indicar la formación de enlaces covalentes, que se muestran en estructuras de Lewis, dibujos que describen el enlace en moléculas e iones poliatómicos. Por ejemplo, cuando dos átomos de cloro forman una molécula de cloro, comparten un par de electrones:

Un diagrama de puntos de Lewis muestra una reacción. Dos símbolos de cloro, cada uno rodeado de siete puntos, están separados por un signo más. Los puntos en el primer átomo son todos negros y los puntos en el segundo átomo son todos leen. La frase,

La estructura de Lewis indica que cada átomo Cl tiene tres pares de electrones que no se utilizan en la unión (llamados pares solitarios) y un par de electrones compartidos (escritos entre los átomos). Un guión (o línea) a veces se usa para indicar un par de electrones compartidos:

Se muestran dos estructuras de Lewis. La estructura de la izquierda muestra dos átomos H conectados por un solo enlace. La estructura de la derecha muestra dos átomos C l conectados por un solo enlace y cada uno rodeado por seis puntos.

Un solo par de electrones compartidos se denomina enlace único. Cada átomo Cl interactúa con ocho electrones de valencia: los seis en los pares solitarios y los dos en el enlace simple.

La Regla de octetos

Las otras moléculas halógenas (F2, Br2, I2 y At2) forman enlaces como los de la molécula de cloro: un enlace simple entre átomos y tres pares solitarios de electrones por átomo. Esto permite que cada átomo halógeno tenga una configuración electrónica de gas noble. La tendencia de los átomos del grupo principal a formar suficientes enlaces para obtener ocho electrones de valencia se conoce como la regla del octeto.

El número de enlaces que un átomo puede formar a menudo se puede predecir a partir del número de electrones necesarios para alcanzar un octeto (ocho electrones de valencia); esto es especialmente cierto para los no metálicos del segundo período de la tabla periódica (C, N, O y F). Por ejemplo, cada átomo de un elemento del grupo 14 tiene cuatro electrones en su capa exterior y, por lo tanto, requiere cuatro electrones más para alcanzar un octeto. Estos cuatro electrones se pueden obtener formando cuatro enlaces covalentes, como se ilustra aquí para el carbono en CCl4 (tetracloruro de carbono) y el silicio en SiH4 (silano). Debido a que el hidrógeno solo necesita dos electrones para llenar su envoltura de valencia, es una excepción a la regla del octeto. Los elementos de transición y los elementos de transición interna tampoco siguen la regla del octeto:

Se muestran dos conjuntos de estructuras de puntos de Lewis. Las estructuras de la izquierda representan cinco símbolos C l en forma de cruz con ocho puntos alrededor de cada uno, la palabra

Los elementos del grupo 15, como el nitrógeno, tienen cinco electrones de valencia en el símbolo atómico de Lewis: un par solitario y tres electrones no apareados. Para obtener un octeto, estos átomos forman tres enlaces covalentes, como en NH3 (amoníaco). El oxígeno y otros átomos del grupo 16 obtienen un octeto formando dos enlaces covalentes:

Tres estructuras de Lewis etiquetadas,

Enlaces dobles y Triples

Como se mencionó anteriormente, cuando un par de átomos comparte un par de electrones, lo llamamos enlace simple. Sin embargo, un par de átomos puede necesitar compartir más de un par de electrones para lograr el octeto requerido. Un doble enlace se forma cuando dos pares de electrones se comparten entre un par de átomos, como entre los átomos de carbono y oxígeno en CH2O (formaldehído) y entre los dos átomos de carbono en C2H4 (etileno):Se muestran dos pares de estructuras de Lewis. El par izquierdo de estructuras muestra un átomo de carbono formando enlaces simples a dos átomos de hidrógeno. Hay cuatro electrones entre el átomo C y el átomo O. El átomo O también tiene dos pares de puntos. La palabra

Un enlace triple se forma cuando tres pares de electrones son compartidos por un par de átomos, como en el gas nitrógeno (N2):

Escribiendo Estructuras de Lewis con la Regla de Octetos

Para moléculas muy simples e iones moleculares, podemos escribir las estructuras de Lewis simplemente emparejando los electrones no emparejados en los átomos constituyentes. Vea estos ejemplos:

Se muestran tres reacciones con diagramas de puntos de Lewis. El primero muestra un hidrógeno con un punto rojo, un signo más y un bromo con siete puntos, uno de los cuales es rojo, conectado por una flecha hacia la derecha a un hidrógeno y bromo con un par de puntos rojos entre ellos. También hay tres pares solitarios en el bromo. La segunda reacción muestra un hidrógeno con un coeficiente de dos y un punto rojo, un signo más, y un átomo de azufre con seis puntos, dos de los cuales son rojos, conectados por una flecha hacia la derecha a dos átomos de hidrógeno y un átomo de azufre. Hay dos puntos rojos entre los dos átomos de hidrógeno y el átomo de azufre. Ambos pares de estos puntos son rojos. El átomo de azufre también tiene dos pares solitarios de puntos. La tercera reacción muestra dos átomos de nitrógeno cada uno con cinco puntos, tres de los cuales son rojos, separados por un signo más, y conectados por una flecha hacia la derecha a dos átomos de nitrógeno con seis puntos de electrones rojos entre sí. Cada átomo de nitrógeno también tiene un par solitario de electrones.

Para moléculas e iones moleculares más complicados, es útil seguir el procedimiento paso a paso descrito aquí:

  1. Determinar el número total de electrones de valencia (capa exterior).
  2. Dibuja una estructura esquelética de la molécula, ordenando los átomos alrededor de un átomo central. (Generalmente, el elemento menos electronegativo debe colocarse en el centro.) Conecte cada átomo al átomo central con un enlace simple (un par de electrones).
  3. Distribuir los electrones restantes como pares solitarios en los átomos terminales (excepto el hidrógeno), completando un octeto alrededor de cada átomo.
  4. Coloque todos los electrones restantes en el átomo central.
  5. Reorganizar los electrones de los átomos externos para hacer múltiples enlaces con el átomo central con el fin de obtener octetos siempre que sea posible.

Determinemos la estructura de Lewis de PBr3 utilizando los pasos anteriores:

  • Paso 1: Determine el número total de electrones de valencia (capa exterior).

\gran \begin{array}{l}\\ \phantom{\rule{0.8 em}{0ex}}{\text{PBr}}_{3}\\ \phantom{\rule{0.8 em}{0ex}}\text{P: 5 electrones de valencia/atom}\times \text{1 átomo}=5\\ \underline{+\text{Br: 7 electrones de valencia/atom}\times \text{3 átomos}=21}\\ \\ \phantom{\rule{15.95em}{0ex}}= \ text{26 electrones de valencia} \ end{matriz}

  • Paso 2: Dibuja una estructura de esqueleto de la molécula, organizando los átomos alrededor de un átomo central. (Generalmente, el elemento menos electronegativo debe colocarse en el centro.) Conecte cada átomo al átomo central con un enlace simple (un par de electrones).
Se muestra el diagrama de Lewis de PBr3. El único fósforo deshuesado en tres átomos de bromo.
  • Paso 3: Distribuye los electrones restantes como pares solitarios en los átomos terminales (excepto el hidrógeno), completando un octeto alrededor de cada átomo.
  • Lewis doagram de PBr3. Un solo átomo de fósforo unido a tres átomos de bromo. Cada átomo de bromo tiene tres pares solitarios. Paso 4: Coloque todos los electrones restantes en el átomo central.
Se muestra la estructura de Lewis para PBr3. Todos los átomos tienen octetos. El forsforo está unido individualmente a tres átomos de bromo, el átomo de forforo tiene un par solitario, mientras que cada bromo tiene tres pares solitarios.

Nota: Paso 5: No es necesario ya que todos los átomos tienen un octeto.

Determinemos la estructura de Lewis de CH2O.

  • Paso 1: Determine el número total de electrones de valencia (capa exterior).

\gran \begin{array}{l}\\ \phantom{\rule{0.8 em}{0ex}}{\text{H}_{2}}\text{CO}\\ \phantom{\rule{0.8 em}{0ex}}\text{H: 1 electrón de valencia/átomo}\times \text{2 átomo}=2\\\text{C: 4 electrones de valencia/átomo}\times \text{1 átomo}=4\\ \subrayado{+\text{O: 6 electrones de valencia/átomo}\tiempos \text{1 átomos}=6}\\ \\ \phantom{\rule{15.95 em}{0ex}}=\text{12 electrones de valencia}\end{matriz}

  • Paso 2: Dibuja una estructura de esqueleto de la molécula, organizando los átomos alrededor de un átomo central. (Generalmente, el elemento menos electronegativo debe colocarse en el centro.) Conecte cada átomo al átomo central con un enlace simple (un par de electrones).

Diagrama de Lewis mostrado. El átomo central es carbono, unido a un oxígeno y dos hidrógenos.
  • Paso 3: Distribuye los electrones restantes como pares solitarios en los átomos terminales (excepto el hidrógeno), completando un octeto alrededor de cada átomo.
  • Paso 4: No es necesario, ya que se han colocado todos los electrones. Sin embargo, el carbono no tiene un octeto,
  • Paso 5: Reorganiza los electrones de los átomos externos para hacer múltiples enlaces con el átomo central con el fin de obtener octetos siempre que sea posible.

Ejemplo 1: Escribiendo Estructuras de Lewis

La misión Cassini-Huygens de la NASA detectó una gran nube de cianuro de hidrógeno tóxico (HCN) en Titán, una de las lunas de Saturno. ¿Cuáles son las estructuras de Lewis de estas moléculas?

Mostrar Paso 1

Paso 1: Calcular el número de electrones de valencia.
HCN: (1 × 1) + (4 × 1) + (5 × 1) = 10

Mostrar Paso 2

Paso 2. Dibuja un esqueleto y conecta los átomos con enlaces simples. Recuerda que H nunca es un átomo central:

Mostrar Paso 3

Paso 3: Cuando sea necesario, distribuya electrones a los átomos terminales:

HCN: seis electrones colocados en N

Mostrar Paso 4

Paso 4: Cuando sea necesario, coloque los electrones restantes en el átomo central:

HCN: no quedan electrones

Mostrar Paso 5

Paso 5: Cuando sea necesario, reorganice los electrones para formar enlaces múltiples con el fin de obtener un octeto en cada átomo:
HCN: forme dos enlaces C–N más

El dióxido de carbono, CO2, es un producto de la combustión de combustibles fósiles. El CO2 se ha visto implicado en el cambio climático mundial. ¿Cuál es la estructura de Lewis del CO2?

Mostrar respuesta

Conceptos clave y resumen

Las estructuras electrónicas de Valencia se pueden visualizar dibujando símbolos de Lewis (para átomos e iones monatómicos) y estructuras de Lewis (para moléculas e iones poliatómicos). Pares solitarios, electrones no emparejados y enlaces simples, dobles o triples se utilizan para indicar dónde se encuentran los electrones de valencia alrededor de cada átomo en una estructura de Lewis. La mayoría de las estructuras, especialmente las que contienen elementos de segunda fila, obedecen la regla del octeto, en la que cada átomo (excepto H) está rodeado por ocho electrones. Las excepciones a la regla de octetos ocurren para moléculas de electrones impares (radicales libres), moléculas deficientes de electrones e hipervalentes.

Ejercicios

  1. Escribir los símbolos de Lewis para cada uno de los siguientes iones:
    1. As3–
    2. I–
    3. Be2+
    4. O2
    5. Ga3+
    6. Li+
    7. N3–
  2. Muchos iones monoatómicos se encuentran en el agua de mar, incluidos los iones formados a partir de la siguiente lista de elementos. Escriba los símbolos de Lewis para los iones monoatómicos formados a partir de los siguientes elementos:
    1. Cl
    2. Na
    3. Mg
    4. Ca
    5. K
    6. Br
    7. Sr
    8. F
  3. Escribir los símbolos de Lewis de los iones en cada uno de los siguientes compuestos iónicos y los símbolos de Lewis del átomo del que se forman:
    1. Mg
    2. Al2O3
    3. GaCl3
    4. K2O
    5. Li3N
    6. KF
  4. En las estructuras de Lewis enumerados a continuación, M y X representan diversos elementos en el tercer período de la tabla periódica. Escriba la fórmula de cada compuesto utilizando los símbolos químicos de cada elemento:
    1. Dos estructuras de Lewis se muestran una al lado de la otra, cada una rodeada de corchetes. La estructura izquierda muestra el símbolo M con un signo positivo de dos superíndice. La derecha muestra el símbolo X rodeado por cuatro pares solitarios de electrones con un signo negativo de dos superíndices fuera de los corchetes.
    2. Dos estructuras de Lewis se muestran una al lado de la otra, cada una rodeada de corchetes. La estructura izquierda muestra el símbolo M con un signo positivo de tres superíndice. La estructura de la derecha muestra el símbolo X rodeado por cuatro pares solitarios de electrones con un signo negativo superíndice y tres subíndices ambos fuera de los corchetes.
    3. Dos estructuras de Lewis se muestran una al lado de la otra, cada una rodeada de corchetes. La estructura izquierda muestra el símbolo M con un signo positivo superíndice y un dos subíndice fuera de los corchetes. La estructura de la derecha muestra el símbolo X rodeado por cuatro pares solitarios de electrones con un signo negativo de dos superíndices fuera de los corchetes.
    4. Dos estructuras de Lewis se muestran una al lado de la otra, cada una rodeada de corchetes. La estructura izquierda muestra el símbolo M con un signo positivo de tres superíndice y dos subíndice fuera de los corchetes. La estructura de la derecha muestra el símbolo X rodeado por cuatro pares solitarios de electrones con un signo negativo de dos superíndices y tres subíndices fuera de los corchetes.
  5. Escribe la estructura de Lewis para la molécula diatómica P2, una forma inestable de fósforo que se encuentra en el vapor de fósforo a alta temperatura.
  6. Escribir estructuras de Lewis para los siguientes:
    1. H2
    2. HBr
    3. PCl3
  7. Escribir estructuras de Lewis para los siguientes:
    1. O2
    2. H2CO
    3. AsF3
    4. SiCl4
Respuestas Seleccionadas

1. El símbolo de Lewis para cada ion es el siguiente:

  1. ocho electrones:
    Un diagrama de puntos de Lewis muestra el símbolo de arsénico, A s, rodeado de ocho puntos y un signo negativo de tres superíndices.
  2. ocho electrones:
    Un diagrama de puntos de Lewis muestra el símbolo de yodo, I, rodeado de ocho puntos y un signo negativo superíndice.
  3. sin electrones Be2 +
  4. ocho electrones:
    Un diagrama de puntos de Lewis muestra el símbolo de oxígeno, O, rodeado de ocho puntos y un signo negativo de dos superíndices.
  5. sin electrones Ga3+
  6. sin electrones Li+
  7. ocho electrones:
    Un diagrama de puntos de Lewis muestra el símbolo de nitrógeno, N, rodeado de ocho puntos y un signo negativo de tres superíndices.

3. Los símbolos de Lewis son los siguientes:

  1. Se muestran dos estructuras de Lewis. La izquierda muestra el símbolo M g con un signo positivo de dos superíndice, mientras que la derecha muestra el símbolo S rodeado de ocho puntos y un signo negativo de dos superíndice.
  2. Se muestran dos estructuras de Lewis. La izquierda muestra el símbolo A l con un signo positivo de tres superíndice, mientras que la derecha muestra el símbolo O rodeado de ocho puntos y un signo negativo de dos superíndice.
  3. Se muestran dos estructuras de Lewis. La izquierda muestra el símbolo G a con tres signos positivos superíndice, mientras que la derecha muestra el símbolo C l rodeado de ocho puntos y un signo negativo superíndice.
  4. Se muestran dos estructuras de Lewis. La izquierda muestra el símbolo K con un signo positivo superíndice, mientras que la derecha muestra el símbolo O rodeado de ocho puntos y un signo negativo superíndice de dos.
  5. Se muestran dos estructuras de Lewis. La izquierda muestra el símbolo L i con un signo positivo superíndice, mientras que la derecha muestra el símbolo N rodeado de ocho puntos y un signo negativo superíndice de tres.
  6. Se muestran dos estructuras de Lewis. La izquierda muestra el símbolo K con un signo positivo superíndice, mientras que la derecha muestra el símbolo F rodeado de ocho puntos y un signo negativo superíndice.

Un diagrama de Lewis muestra dos átomos de fósforo enlazados tres veces, cada uno con un par de electrones solitario.

7. Las estructuras de Lewis son las siguientes:

  1. O2:
    Una estructura de Lewis muestra dos átomos de oxígeno unidos entre sí, y cada uno tiene dos pares solitarios de electrones.
    En este caso, la estructura de Lewis es inadecuada para representar el hecho de que los estudios experimentales han mostrado dos electrones no apareados en cada molécula de oxígeno.
  2. H2CO:
    Una estructura de Lewis muestra un átomo de carbono unido a dos átomos de hidrógeno y unido a un átomo de oxígeno. El átomo de oxígeno tiene dos pares solitarios de electrones.
  3. AsF3:
    Una estructura de Lewis muestra un átomo de arsénico unido a tres átomos de flúor. Cada átomo de flúor tiene un par solitario de electrones.
  4. SiCl4:
    Una estructura de Lewis muestra un átomo de silicio unido a cuatro átomos de cloro. Cada átomo de cloro tiene tres pares solitarios de electrones.
    Se muestran dos estructuras de Lewis. La izquierda representa un átomo de carbono unido a cuatro átomos de cloro, cada uno con tres pares solitarios de electrones. La derecha muestra un átomo de carbono unido dos veces a un átomo de oxígeno que tiene dos pares solitarios de electrones. El átomo de carbono también está unido a dos átomos de cloro, cada uno de los cuales tiene tres pares solitarios de electrones.

Glosario

enlace doble: enlace covalente en el que se comparten dos pares de electrones entre dos átomos

radical libre: molécula que contiene un número impar de electrones

molécula hipervalente: molécula que contiene al menos un elemento del grupo principal que tiene más de ocho electrones en su envoltura de valencia

Estructura de Lewis: diagrama que muestra pares solitarios y pares de electrones enlazantes en una molécula o un ion

Símbolo de Lewis: símbolo de un elemento o ion monatómico que usa un punto para representar cada electrón de valencia en el elemento o ion

par solitario: dos (un par de) electrones de valencia que no se utilizan para formar un enlace covalente

regla de octetos: guía que establece que los átomos del grupo principal formarán estructuras en las que ocho electrones de valencia interactúan con cada núcleo, contando los electrones de enlace como interactuando con ambos átomos conectados por el enlace

enlace simple: enlace en el que una un solo par de electrones se comparte entre dos átomos

enlace triple: enlace en el que tres pares de electrones se comparten entre dos átomos

Deja una respuesta

Tu dirección de correo electrónico no será publicada.