COPIA DE OTRO ARCHIVO EN SLIDESHARE

1. TEORIA DE LEWIS DEL ENLACE
COVALENTE
Cuando un átomo no tiene 8
electrones en su última capa los
puede obtener compartiendo con
otro. Se da un enlace covalente.

2.  Cada elemento esta rodeado de ocho
electrones que se representan por puntos o
aspas
Estos electrones forman pares y se busca la
simetría.
Un par de electrones compartidos constituye
un enlace simple.

3. Representaciones de Lewis
 Se dibujan solo los electrones de valencia
 Los electrones se representan por puntos o aspas
 Se debe procurar que se encuentren en parejas
(pares electrónicos)
 El número de pares por los que se opte debe ser
compatible con la valencia
 Se disponen alrededor del átomo según la TRPEV

4. ENLACE COVALENTE
Cuando dos o más átomos con el octeto
incompleto interaccionan comparten
electrones para conseguir la estructura de
gas noble
Un par de electrones compartidos
constituye un enlace simple

5. ENLACES MULTIPLES
 Cuando el octeto no se puede obtener
compartiendo un solo par de electrones se
comparten más

6. Enlaces dobles o triples
 Dos pares de electrones compartidos
constituyen un enlace doble y tres un enlace
triple

7. O O N NCl Cl

8. Molécula de tetracloruro de carbono
C ClCl
Cl
Cl

9. Ión nitrito
-
OO
N

10. N NN
+ --
Ión azida

11. Ión sulfato
S OO
O
O
-
-

12. APLICACIÓN DE LA REGLA DEL
OCTETO
 1. Contar todos los electrones de valencia que cada átomo aporta a la
molécula.
 2. Si la especie es iónica se quitan o ponen los correspondientes.
 3. Se distribuyen los electrones restantes en pares.
 4. Si se precisan enlaces múltiples estos se asignan a los elementos de mayor
valencia.
 5. El Hidrogeno y el oxigeno ocupan la posición terminal no central.
 6. Los electrones que se van a compartir se calculan con la siguiente regla:
 C = N - D S = D - C
 C Número de electrones compartidos
 N Número de electrones necesarios
 D Número de electrones disponibles.
 S Número de electrones solitarios
 Cada par de electrones compartidos se representa mediante un guión

13. ENLACE COVALENTE COORDINADO
 Nevil Sidwick 1873-1952
 Se origina por la unión de un par de
electrones no enlazantes de un átomo
molécula o ión con una especie química que
presenta la capa de valencia parcialmente
vacía.

Los dos electrones de uno de los
hidrógenos pertenecen al oxigeno

14. 
OH
H

H NH
H
H
H

15. OCTETO INCOMPLETO
 El boro el berilio y otros elementos forman
compuestos sin que se cumpla la regla del
octeto.
 El boro tiene 6 electrones en su última capa
en lugar de 8 cuando forma enlaces
covalentes.

16. F
BF F

17. OCTETO AMPLIADO
 La regla del octeto se basa en que el último
nivel es s2p6 pero a partir del tercer nivel
existen otros orbitales d , f al que pueden
promocionar electrones.
 Se obtiene estructuras que aunque no
tienen configuración de gas noble,
también son estables

18. P
ClCl
Cl
Cl Cl

19. RADICALES
 Un radical es un fragmento de molécula
con algún electrón desapareado.
 Dos radicales importantes son el metilo y el
hidroxilo

20. CH
H
H
OH

21. RESONANCIA
 Existen moléculas que pueden tener varias
estructuras equivalentes sin que se pueda
dar preferencia a una sobre las demás

22. +-
O OO
ESTRUCTURA I ESTRUCTURA II
O O O


-

23. TRPEV método resumido
1) Tanto los pares electrónicos que forman un
enlace como los pares solitarios se sitúan lo
mas lejos posible unos de los otros, debido
a la repulsión de cargas.
2) La repulsión de los pares solitarios es
superior a las de los pares de enlace.
3) Los pares de electrones de un enlace
múltiple se toman como un único par

24. METODO RPENV
 los pares de puntos de las estructuras de lewís representan pares
electrónicos
 estos pares se repelen electrostaticamente
 la menor energía corresponde a la repulsión mínima
 los pares electrónicos de la capa de valencia se aproximan lo mas
posible al núcleo y permanecen lo mas distanciados entre si
 las repulsiones son mas grandes entre pares solitarios intermedias
entre pares enlazantes y pares solitarios y muy débiles entre pares
enlazantes
 las fuerzas repulsivas disminuyen notablemente con el aumento del
ángulo entre pares
 son fuertes a 90 º
 más débiles a 120º
 muy débiles a 180º

25. NUMERO ESTERICO
 Es el numero total de pares electrónicos
(solitarios y enlazantes) alrededor del átomo
central
 Numero estérico del S = 5

26. Cl
Cl
AsCl
S
F
F F
F
NUMERO ESTERICO

27. Moléculas de lewis
 Enlace simple F2 Cl2 H2 HF H Cl HI H2 O
SH2 NH3 CH4
 Enlace covalente dativo H3 O + NH4
+
 Enlaces múltiples O2 N2 CO2 CNH
 CH2=C H2
 Octetos incompletos B Cl3 BF3 Al Cl3
 Octetos ampliados H2 SO4 F6 S P Cl5
 Radicales CH3 OH
 Resonancia SO3 NO3- C6 H6 O3

28. TRPEV
Lineal
HCl
Angular
H2O
triangular
BF3
Forma de T
F3Cl
Plana cuadrada
Xe F4
Pirámide trigonal
NH3

29. piramide cuadrada BF5
Octaédrica S F6
bipirámide trigonal PCl 5
TETRAEDRICA CH4
Bipirámide
pentagonal I F7

30. TRPEV
 Lineal H2 Cl H F2 Be CNH CO2
 Angular FOH H2 O SO2 O3
 Plano trigonal BF3 NO3
 Piramide trigonal NH3 SO3
= PCl3 ClO3
- NF3
 Forma de t Cl F3
 Plana cuadrada Xe F4
 Tetraedro deformado SF4
 Tetraedro CH4 SO4
= Xe O4
 Bipiramide trigonal PCl5
 Bipiramide cuadrada BrF5
 Octaedrica SF6 Xe O6
4-
 Bipiramide pentagonal IF7

31. Enlace iónico según la teoría de
Lewis
En el enlace iónico el octeto
se obtiene por cesión a
captación completa. No se
comparten.

32. Formación de un enlace iónico
En general el enlace iónico se
forma entre átomos cuya
diferencia de electronegatividad
es grande.
Si es intermedia puede darse un
enlace covalente polar

33. Representación de un enlace iónico
1) Se dibuja el ión mas probable
( normalmente el que tiene 8 electrones en su
última capa).
2) En el ión negativo se dibujan los pares indicando
la carga en la parte superior derecha y todo entre
corchetes
3) En el ión positivo no se dibujan los pares pero se
indica la carga positiva en la parte superior
derecha, todo entre corchetes.
4) Se ordenan: primero el electropositivo y después el
electronegativo

34. Ión cloruro
(en los iones se usan corchetes)
-
Cl

35. Representación del cloruro sódico
(se usan corchetes)
-
Cl
+
N a