FÓRMULAS DE

LEWIS

CONCEPTOS BÁSICOS ELECTRONES DE VALENCIA

Electrones de un átomo en su último nivel de energía (de mayor energía).El grupo del elemento en la tabla periódica, nos dice la valencia de uno de sus átomos.

REGLA DEL OCTETOUn átomo tiende a formar enlaces hasta que se rodea de 8 electrones de valencia. Se forma un enlace covalente entre dos átomos, cuando no hay suficientes e para que cada átomo complete su octeto individualmente.

GASES NOBLES G. VIIIUltimo nivel completo: Ocho (8) electrones de valencia en su último nivel (Excepto el He)Configuración electrónica más estable, poco reactivos, baja energía.

ESTADO

IDEAL DE

UN

ÁTOMO!

REACTIVIDAD QUIMICA:FORMACION DE ENLACES

TIPOS DE ENLACE:

IÓNICO COVALENTE METÁLICO OTROS

FORMACIÓN DE ENLACESEl átomo con niveles incompletos es inestable y busca estabilidad.

ENLACEMETALIC

OENLACE

COVALENTE

ENLACEIONICO

Si un átomo tiene pocos electrones

en su último nivel, tiende a perderlos para desocuparlo:

los metales. Cuando se unen

átomos de metales se forma

este enlace

Cuando la capa de valencia de un átomo está casi llena, trata de

encontrar electrones en otro átomo para completarla: los no

metales. La unión entre dos

no metales lo produce

Cuando se unen un metal y un no metal, uno cede y el otro recibe

electrones, formándose dos iones de carga opuesta, unidos

por fuerzas electrostáticas o

enlace iónico.

ENLACE IÓNICO Los electrones son transferidos de un átomo a

otro, resultando en la formación de dos especies iónicas: cationes y aniones.

Las atracciones electrostáticas entre los iones negativos (aniones) e iones positivos (cationes) mantienen unido el compuesto.

“Los opuestos se atraen”Na+

Cl-

ENLACE IÓNICO

Se da entre elementos con baja E de ionización y alta afinidad electrónica.

Entre elementos de los Grupos IA o IIA y los del Grupo VIIA u Oxígeno ppalmente.

ENLACE IÓNICO Realice la configuración electrónica para cada

pareja de átomos y deduzca el compuesto que forman, según los electrones que requieran dar o recibir para completar el octeto:

Na y Cl Mg y O Ca y Cl K y O

MANERA DE ESCRIBIR FÓRMULAS DE LEWIS

1. Elija un esqueleto razonable (simétrico) para la molécula o ión, así:

a. Elemento central: el menos electronegativo.

b. Los átomos de O no se enlazan entre sí.

c. Si hay más de un átomo central, se emplea el esqueleto más simétrico posible. C2H4, P2O7

2. Se calcula N: total de e de valencia que requieren todos los átomos.

3. Se calcula A: número de e disponibles en las capas de valencia de todos los átomos.

4. Se calcula S: número total de e compartidos y se colocan en el esqueleto con puntos o guiones.

5. Se colocan los e adicionales como pares no compartidos.

LIMITACIONES DE LA REGLA DEL OCTETO PARA LAS FÓRMULAS DE LEWIS

El Hidrógeno: tiene 1 e de valencia, requiere 2 El Berilio: tiene 2 e de valencia, requiere 4. El Boro: tiene 3 e de valencia, requiere 6. Compuestos con número impar de e, NO, NO2 Cuando el átomo central comparte más de 8

electrones, se añaden dos reglas:a) Si S es menor que el número de e necesarios

para enlazar todos los átomos, S se incrementa.

EJERCICIOS Escriba las estructuras de Lewis para las

siguientes moléculas e iones: NCl3 CH3COOH NF3 HNO3 CO3(-2)

CIBERGRAFIA http://

www.chemguide.co.uk/atoms/bondingmenu.html#top

http://www.ndt-ed.org/EducationResources/CommunityCollege/Materials/Structure/bonds.htm

CHANG, R. QUÍMICA. 10ª edición. Mc Graw Hill. México, 2010.