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  1. Enlace y estructura

La Estructura de lewis, o puede ser llamada diagrama de punto, modelo de Lewis o representación de Lewis, es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. Diagrama de Lewis se puede usar tanto para representar moléculas formadas por la unión de sus átomos mediante enlace covalente como complejos de coordinación. La estructura de Lewis fue propuesta por Gilbert Lewis, quien lo introdujo por primera vez en 1915 en su artículo La molécula y el átomo.

Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece.

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/5/57/estructura_lewis_es.png

Moléculas

Las moléculas más simples tienen un átomo central que queda rodeado por el resto de átomos de la molécula. En las moléculas formadas por varios átomos de un elemento y uno sólo de otro elemento diferente, éste último es el átomo central. En los compuestos creados por átomos diferentes de diferentes elementos, el menos electronegativo es el átomo central, exceptuando el hidrógeno. Por ejemplo, en el dicloruro de tionilo ( SOCl2), el átomo central es el azufre. Generalmente, en estas moléculas sencillas primero hay que unir cada átomo no central con el central mediante un enlace simple.

En algunos casos es difícil determinar el átomo central, en general cuando todos los átomos de los elementos del compuesto aparecen más de una vez en la molécula. En estas ocasiones, la determinación de cuáles átomos se encuentran unidos a cuáles átomos se debe realizar de algún otro modo, ya sea por prueba y error o mediante el conocimiento previo de estructuras que puedan resultar similares o/y diferentes.

Electrones

Cuando la estructura de Lewis es molecular hay que utilizar formulas adecuadas. El número total de electrones representados en un diagrama de Lewis es igual a la suma de los electrones de valencia de cada átomo. Los electrones que no se encuentran en la capa de valencia de un determinado átomo no se representan.

Cuando los electrones de valencia han sido determinados, deben ubicarse en la estructura. Ellos deben ser ubicados inicialmente como pares solitarios: un par de puntos por cada par de electrones disponible. Los pares solitarios se deben poner inicialmente en los átomos externos (con excepción del hidrógeno) hasta que cada átomo externo tiene ocho electrones en pares de vinculación y pares solitarios; los pares solitarios extra deben ser ubicados en el átomo central. Cuando hay dudas, los pares solitarios deben ser ubicados en los átomos más electronegativos primero.

Una vez que todos los pares solitarios han sido ubicados, los átomos, especialmente los centrales, pueden no tener un octeto de electrones. En ese caso, los átomos deben formar un enlace doble; un par solitario de electrones es movido para formar un segundo enlace entre los dos átomos. Así como el par del enlace es compartido entre los dos átomos, el átomo que originalmente tenía el par solitario sigue teniendo un octeto; y el otro átomo ahora tiene dos electrones más en su última capa.

Fuera de los compuestos orgánicos, solo una minoría de los compuestos tiene un octeto de electrones en su última capa. Octetos incompletos son comunes para los compuestos de los grupos 2 y 13 tales como el berilio, boro, y aluminio. Compuestos con más de ocho electrones en la representación de la estructura de Lewis de la última capa del átomo, son llamados hipervalentes, y son comunes en los elementos de los grupos 15 al 18, tales como el fósforo, azufre, yodo y xenón.

Las estructuras de Lewis para iones poli-atómicos deben ser dibujadas mediante el mismo método. Cuando se cuentan los electrones, los iones negativos deben tener electrones extra ubicados en sus estructuras de Lewis; los iones positivos deben tener menos electrones que una molécula neutra.

Cuando se escribe la estructura de Lewis de un ion, la estructura entera es ubicada entre corchetes, y la carga se escribe como un exponente en el rincón derecho superior, fuera de los corchetes.

sy cationes son formados añadiendo o removiendo electrones de los átomos apropiados.

La regla del octeto

Artículo principal: Regla del octeto

Según la regla del octeto, los átomos son más estables cuando consiguen ocho electrones en la capa de valencia, sean pares solitarios o compartidos mediante enlace covalente. Considerando que cada enlace covalente simple aporta dos electrones a cada átomo de la unión, al dibujar un diagrama o estructura de Lewis, hay que evitar asignar más de ocho electrones a cada átomo.

Sin embargo, hay algunas excepciones. Por ejemplo, el hidrógeno tiene un sólo orbital en su capa de valencia, la cual puede aceptar como máximo dos electrones; por eso, solo puede compartir su orbital con sólo un átomo formando un sólo enlace. Por otra parte, los átomos no metálicos a partir del tercer período pueden formar "octetos expandidos" es decir, pueden contener más que ocho orbitales en su capa de valencia, por lo general colocando los orbitales extra en subniveles.

Regla de los 18 electrones y de los 32 electrones

Artículo principal: Regla de los 18 electrones

La regla de los 18 electrones se aplica para átomos a partir del cuarto período de la tabla periódica, los cuales pueden completar 18 electrones para llenar sus orbitales y conseguir una configuración de elemento químico conocido como superextragasnoble. De forma similar, a partir del sexto período los átomos pueden completar 32 electrones para llenar sus orbitales.

Carga Formal

Artículo principal: Carga formal

En términos de las estructuras de Lewis, la carga formal es utilizada en la descripción, la comparación y el gravamen de las probables estructuras topológicas y de las estructuras de resonancia determinando la carga electrónica evidente de cada átomo dentro, basado sobre su covalencia exclusiva asumida de la estructura del punto del electrón o el enlace covalente no polar. Esto tiene usos determinando la posible re-configuración de los electrones cuando se refiere a los mecanismos de reacción, y generalmente resulta el mismo signo que la carga parcial del átomo, con excepciones. En general, la carga formal de un átomo puede ser calculada usando la siguiente fórmula, las definiciones no estándar asumidas para el margen de beneficio utilizaron:

Cf = Nv - Ue - Bn , donde:

  • Cf es la carga formal.

  • Nv representa el número de electrones de valencia en un átomo libre.

  • Ue representa el número de electrones no enlazados.

  • Bn representa el número total de electrones de enlace, esto dividido entre dos.

La carga formal del átomo es calculada como la diferencia entre el número de electrones de valencia que un átomo neutro podría tener y el número de electrones que pertenecen a él en la estructura de Lewis. Los electrones en los enlaces covalentes son divididos equitativamente entre los átomos involucrados en el enlace. El total de las cargas formales en un ion debe ser igual a la carga del ion, y el total de las cargas formales en una molécula neutra debe ser igual a cero.

Resonancia

Para algunas moléculas e iones, resulta difícil determinar qué pares solitarios deben ser movidos para formar enlaces dobles o triples. Este es, algunas veces, el caso cuando átomos múltiples del mismo tipo rodean el átomo central, y esto es especialmente común para átomos poliatómicos, es decir átomos no esreocentros.

Cuando esto ocurre, la estructura de Lewis para la molécula es una estructura de resonancia, y la molécula existe como un híbrido de resonancia. Cada una de las diferentes posibilidades se superpone con las otras, y se considera que la molécula posee una estructura de Lewis equivalente al promedio de estos estados.

El ion nitrato (NO3-), por ejemplo, debe formar un enlace doble entre el nitrógeno y uno de los oxígenos para satisfacer la regla del octeto para el nitrógeno. Sin embargo, como la molécula es simétrica, no importa cuál de los oxígenos forma el doble enlace. En este caso, existen tres estructuras de resonancia posibles. Para expresar la resonancia cuando se dibuja la estructura de Lewis, debe hacerse o bien dibujando entre corchetes cada una de las formas de resonancia posibles y colocando flechas dobles entre ellas o bien usando líneas discontinuas para representar los enlaces parciales.

Cuando se comparan las estructuras de resonancia para la misma molécula, usualmente aquellas con la menor carga formal contribuyen más al híbrido total de la resonancia. Cuando las cargas formales son necesarias, las estructuras de resonancia que tienen cargas negativas en los elementos más electronegativos y cargas positivas en los elementos menos electronegativos son favorecidas.

Hibridación de la resonancia

En las estructuras de resonancia de Lewis, la estructura se escribe tal que parece que la molécula puede cambiar entre las múltiples formas posibles. Sin embargo, la molécula en sí no existe como ninguna de las formas, sino como un híbrido de todas ellas.

En el caso del ion nitrato, existen dos enlaces simples y un enlace doble en cada forma de resonancia. Cuando se examina el ion nitrato, sin embargo, cada enlace nitrógeno-oxígeno aparece como si tuviera un orden de enlace de 1.333, es decir cada uno tiene características como si estuviera compuesto de enlaces de uno y un tercio. La longitud y la energía de cada enlace está en algún lugar entre un enlace simple y un enlace doble.

La estructura de resonancia no debe ser interpretada como formas entre las cuales cambia la molécula, sino que la molécula actúa con el promedio de las múltiples formas.

Ejemplo: Estructura de Lewis para el ion nitrito

La fórmula del ion de nitrito es NO2-

  • Paso uno: Escoger el átomo central. Existe sólo un átomo de nitrógeno, y es el átomo con menos electronegatividad, por lo que es el átomo central por criterios múltiples.

  • Paso dos: Contar los electrones de valencia. El nitrógeno posee 5 electrones de valencia; cada oxígeno posee 6, para un total de (6 x 2) + 5 = 17. El ion posee una carga de -1, lo que nos indica un electrón extra, por lo que el número total de electrones es de 18.

  • Paso tres: Ubicar los pares iónicos. Cada oxígeno debe ser enlazado al nitrógeno, que usa cuatro electrones, dos en cada enlace. Los 14 electrones restantes deben ser ubicados inicialmente como 7 pares solitarios. Cada oxígeno debe tomar un máximo de 3 pares solitarios, dándole a cada oxígeno 8 electrones, incluyendo el par del enlace. El séptimo par solitario debe ser ubicado en el átomo de nitrógeno.

  • Paso cuatro: Cumplir la regla del octeto. Ambos átomos de oxígeno poseen 8 electrones asignados a ellos. El átomo de nitrógeno posee sólo 6 electrones asignados. Uno de los pares solitarios de uno de los oxígenos debe formar un doble enlace, y ambos átomos se unirán por un doble enlace. Por lo tanto, debemos tener una estructura de resonancia.

  • Paso cinco: Dibujar la estructura. Las dos estructuras de Lewis deben ser dibujadas con un átomo de oxígeno doblemente enlazado con el átomo de nitrógeno. El segundo átomo de oxígeno en cada estructura estará enlazado de manera simple con el átomo de nitrógeno. Ponga los corchetes alrededor de cada estructura, y escriba la carga ( - ) en el rincón superior derecho afuera de los corchetes. Dibuje una flecha doble entre las dos formas de resonancia.

nitrite-ion-lewis-canonical.png

[editar] Formatos Alternativos

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/1/16/butane-condensed-structural-formulae.png/220px-butane-condensed-structural-formulae.png

http://bits.wikimedia.org/skins-1.5/common/images/magnify-clip.png

Dos variedades de una fórmula estructural condensada, ambas mostrando butano.

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/e/eb/butane-skeletal.png/220px-butane-skeletal.png

http://bits.wikimedia.org/skins-1.5/common/images/magnify-clip.png

Un diagrama esquelético del butano.

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/9/95/butane-3d-space-filling.png/220px-butane-3d-space-filling.png

http://bits.wikimedia.org/skins-1.5/common/images/magnify-clip.png

Un diagrama que llena del espacio para el butano.

Las estructuras químicas pueden escribirse de formas más compactas, particularmente cuando se está mostrando moléculas orgánicas. En las fórmulas estructurales condensadas, muchos o incluso todos los enlaces covalentes pueden dejarse afuera, con los subíndices indicando el número de los grupos idénticos asociados a un átomo determinado. Otra forma simple de diagrama estructural es la fórmula esquelética (también conocida como la fórmula de la línea de enlace o el diagrama esquelético del carbono). En las fórmulas esqueléticas, los átomos de carbono no se indican con la letra C sino que son los vértices de las líneas. Los átomos de hidrógeno enlazados a átomos de carbono no se muestran - pueden inferirse contando el número de enlaces de un átomo particular de carbono - se sobreentiende que cada átomo de carbono forma cuatro enlaces, por lo que todos los enlaces que no se muestran son con átomos de hidrógeno.

Otros diagramas pueden ser más complejos que las estructuras de Lewis, mostrando enlaces en 3D usando varias formas como diagramas que llenan el espacio.

Un enlace covalente se produce por compartición de electrones entre dos átomos. Este tipo de enlace se produce cuando existe electronegatividad polar pero la diferencia de electronegatividades entre los átomos no es suficientemente grande como para que se efectúe transferencia de electrones. De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes se suelen producir entre elementos gaseosos no metales.

A diferencia de lo que pasa en un enlace iónico, en donde se produce la transferencia de electrones de un átomo a otro, en el enlace químico covalente, los electrones de enlace son compartidos por ambos átomos. En el enlace covalente, los dos átomos no metálicos comparten uno o más electrones, es decir se unen a través de sus electrones en el último orbital, el cual depende del número atómico en cuestión. Entre los dos átomos puede compartirse uno, dos o tres electrónes, lo cual dará lugar a la formación de un enlace simple, doble o triple. En representación de Lewis estos enlaces pueden representarse por una pequeña línea entre los átomos.

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/c/c7/covalent.es.svg/250px-covalent.es.svg.png
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