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SECUENCIA DE CONTENIDOS PARA UNA ESTRATEGIA DE APRENDIZAJE:
DEL MODELO ATÓMICO GRIEGO A LAS MOLÉCULAS DE HOY
CONSULTA BIBLIOGRAFICA
IÓNICO
COVALENTE
METÁLICO
COORDINADO
INTERATÓMICO
INTERMOLECULAR
PUENTE DE HIDRÓGENO
FUERZAS DE VANDER WALLS
OTROS
PRINCIPAL
SECUNDARIO
MAGNÉTICO
SPIN
NOTACIÓN CUÁNTICA
(Concepto y variación en un
grupo y en un periodo)
POR SUBNIVELES (PRINCIPIO DE AUFBAU)
POR NIVELES
POR ORBITALES
DISTRIBUCIÓN SIMPLIFICADA
(EVOLUCIÓN)
I.E.A.
QUIMICA-1° de Cs:
DE DALTON
Experiencias,
descubrimientos
y/o principios
previos a su
propuesta
Partículas
subatómicas
cuya existencia
aceptaba
Descripción de la
Estructura del
átomo propuesta
Representación
del átomo
CUADRO COMPARATIVO:
EVOLUCIÓN DEL MODELO DEL ÁTOMO
MODELO ATÓMICO:
DE THOMPSON
DE RUTHERFORD
DE BOHR
ACTUAL
.
INSTITUTO EDUCACIONAL ARAGUA
QUIMICA 1° Cs.
DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Y TABLA PERIÓDICA
Prof. Jorge Salcedo
INTRODUCCION:
A partir de la distribución electrónica de un elemento, se puede determinar, sin ver la tabla, la
familia química, el número del grupo y el período al cual pertenece
considerando lo siguiente:
FAMILIA:
REPRESENTATIVOS
(Bloque s y p)
FORMA COMO TERMINA SU
DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA
METALES ALCALINOS:……………………… …. ( ) ns1
METALES ALCALINO-TÉRREOS: ………………. ( ) ns2
DEL GRUPO III A AL GRUPO VA:
………….( ) ns2 - np1
………….. ( ) ns2 - np2
………….. ( ) ns2 - np3
CALCÓGENOS: …………………………………… ( ) ns2 – np4
HALÓGENOS:……………………………………….( ) ns2 – np5
GASES NOBLES:……………………………………( ) ns2 – np6
METALES DE TRANSICIÓN-d (bloque d): ……………………………………………. ( ) ns2 – (n – 1) d
METALES DE TRANSICIÓN-f (bloque-f): ……………………………………………... ( ) ns2 – (n – 2) f
PERÍODO: es igual al mayor valor de “n” en la distribución electrónica
(Para todas las familias).
NÚMERO DEL GRUPO:
Representativos (GRUPOS A): será igual a los electrones del subnivel s de mayor n o a la suma
de los electrones de los subniveles s y p de mayor n. Se le coloca la letra A.
Ej. Z = 35 (Ar) 4s 3d 4p.
Halógeno – Grupo: 7A
Metales de Transición-d (GRUPOS B): será igual a la suma de los electrones de los subniveles s y
d en los que termina su distribución electrónica.
Si la suma es igual a: - 8,9 ó 10 pertenece al grupo VIIIB
- 11 pertenece al grupo I B
- 12 pertenece al grupo IIB
Metales de Transición-f: todos pertenecen al grupo IIIB de la tabla periódica.
Ejemplos:
Z = 23
(Ar) 4s2 3d3
Familia: Metal de Transición-d [( ) ns2 – (n – 1) d]
Período: 4° Grupo: 5B
Z = 52
(Kr) 5s2 4d10 5p4
Familia: Calcógeno: ( ) (ns2 – np4)
(Representativo - bloque p)
Grupo: 6ª Período: 5°
DADA LA UBICACIÓN, DETERMINAR EL VALOR DE Z
Y DAR SU DISTRIBUCIÓN
ELECTRÓNICA
Ejemplo:
I.- Elemento ubicado el el 4° período Grupo 5ª:
a. Se suman los elementos de todos los períodos anteriores al del elemento en cuestión:
1°
2°
3°
2
8
8
Subtotal = 18
(Ar) ( Z del gas noble del 3° período, en este caso)
b. Ahora se avanza en el 4° período hasta llegar al Grupo del elemento en
cuestión:
II
IIIIIIIIII
III
4s
2
3d
10
4p
VA
3 = subtotal = 15
Se suman lo subtotales: 18 + 15 = 33
Z = 33: (Ar) 4s2 3d10 4p3
(Z del elemento)
ACTIVIDAD DE CONSULTA BIBLIOGÁFICA
:
DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA - TABLA PERIÓDICA-PROPIEDADES PERIODICAS
ACTIVIDAD: En cartulina fuerte o cartón elabora una plantilla de la tabla periódica, como la siguiente:
0,8cm
ESCALA:
Son: 18 columnas y
0,8 cm
7 filas
Con la plantilla construida elabora TRES ESQUEMAS DE LA TABLA PERIÓDICA:
ESQUEMA I: utilizando diferentes colores, divide la tabla en bloques de elementos s, p, d y f.
ESQUEMA II: señala en este esquema lo siguiente:
.- numeración de los períodos
.- numeración de los grupos (Ay B y del 1 al 18)
.- familias de los elementos representativos, de transición d y de transición f.
Responda: ¿Con que tipo de elemento comienza y termina cada período?
¿Cuantos elementos forman cada período?
ESQUEMA III: Primero realiza una CONSULTA BIBLIOGRÁFICA para explicar el concepto de cada
una da las siguientes propiedades periódicas: RADIO ATÓMICO, POTENCIAL DE IONIZACIÓN,
AFINIDAD ELECTRÓNICA y ELECTRONEGATIVIDAD, y como varía el valor de cada una de ellas
al desplazarse en un período de izquierda a derecha y en un grupo de arriba hacia abajo.
Dibuja luego el esquema; coloca en la parte exterior el nombre de la propiedad y su variación tal
como se pide.
ESQUEMA I:
ESQUEMA II:
EJERCICIOS
DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Y TABLA PERIÓDICA
1.- ¿Cuál(es) de los elementos de la siguiente tabla periódica es (son):
(a) metales alcalinos, (b) un elemento con la configuración electrónica d8s2, (c) lantánidos, (d)
elementos representativos del bloque p, (e) elementos con subniveles f incompletamente ocupados,
(f) halógenos, (g) elementos representativos del bloque s, (h) actínidos, (i) elementos de transición d,
(j) gases nobles.
J
B
F
K
I
H
G
E
C
A
D
2. Para cada uno de los elementos cuyo valor de Z se da a continuación; haga la distribución
electrónica simplificada y determine en base a esta:
a. Familia a la cual pertenece
c. Período
b. Grupo al cual pertenece
d. Fórmula puntual de Lewis del elemento.
VALORES DE Z: a. 30 b. 14 c. 33 d. 53 e. 42 f. 11 g. 19
i. 50 j. 55 k. 5 l. 8 m. 12 n. 20 o.23 p. 29 q. 34 r. 7
s. 35 t. 17 u. 15 v. 16 w.28 x. 56 y. 27 z.85
h. 6
3. Haga la distribución electrónica simplificada de cada uno de los siguientes pares y diga si son o no
isoelectrónicos (tienen el mismo número de electrones).
a. Al+3 y Ne
d. Na+1 y Mg+2
g. Zn+2 y Ga+3
-2
+2
+1
b. S y Ca
e. Li y He
c. Na+1 y Cl-1
f. Fe+3 y V
4. Determine el valor de Z y haga la distribución electrónica simplificada de los elementos cuya
ubicación en la tabla periódica es:
a. Grupo IIA período: 2
c. Grupo IIB período: 4
b. Grupo VIIA período: 3
d. Familia del N período:5
5. Cuando un metal de transición d experimenta ionización, pierde sus electrones externos “s” antes
que cualquier electrón “d”. Escriba la distribución electrónica simplificada de los siguientes iones:
a.- Co+3 b.- Mn+2 c.- Zn+2 d.-Fe+3 e.- Cu+2 f.- Ag+1
6.- Al usar M como símbolo general para metales y X como símbolo general para no metales, escriba
la formula del compuesto que se formaría al reaccionar:
a. un metal del grupo IIA con un elemento del grupo VA
b. un metal del grupo IIA con un elemento del grupo VIA
c. un metal alcalino con un halógeno
d. un metal del grupo IIIA con un halógeno
e.-un metal alcalino térreo con un elemento de la familia de los Calcógenos.
7. Si un elemento X se encuentra ubicado en la tabla periódica, a la derecha de un elemento Y cuya
distribución electrónica en subniveles termina en ( ) ns2 np3 y debajo de un elemento W, cuya
distribución electrónica en niveles finaliza en M = 6, es de esperar que su número atómico sea:
a. 34
b. 16
c. 51
d. 52
8. Clasifique las siguientes listas de elementos como: gases nobles, metales alcalinos, metales
alcalinotérreos, familia del oxígeno, halógenos, metales de transición d.
a. Fluor, cloro, bromo, yodo
e. Plata, Cobre, Níquel, Hierro
b. Sodio, potasio, cesio y Litio
f. Cromo, Magnesio, Mercurio
c. Radón, Helio, Argón, Kriptón
g. Azufre, Selenio, Teluro
d. Estroncio, Bario, Calcio, Magnesio
9.- Todas las siguientes especies son isoelectrónicas con el Neón EXCEPTO:
a.- 12Mg+2
b.- 16S-2
c.- 8 O-2
d.- 11Na+1
10.- ¿Por cuál de los siguientes sets de números cuánticos puede ser descrito uno de los electrones
más externos de un átomo de 38Sr en su estado más estable?:
a.- 5, 0,0, -1/2
b.-5,0,1,+1/2
c.- 4,0,0,+1/2
d.- 5,1,1,-1/2
11.- ¿Cuál de las siguientes especies no tiene configuración de gas noble?
a.- P-3
b.- Al+3
c.- F-1
d.- K+1
e.- Zn+2
12.- Suponga que la figura muestra una sección de la tabla periódica presentada a principios de 1900,
en la cual los elementos estaban ordenados en función de sus pesos atómicos:
Peso atómico
10
X
Elemento
10
12
X
27
14
Y
28
L
70
31
W
73
K
16
J
G
?
36
D
75
E
18
Q
A
80
R
Z
85
T
M
Las formulas a continuación representan los compuestos formados por la reacción entre varios de los
elementos de la tabla periódica:
XQ
X2J
YQ2 L2 J
a.- ¿Cuál es la formula de cada uno de los compuestos resultantes de la reacción entre los
elementos: L y A; K y D; J y W; A y R?
JUSTIFIQUE SU RESPUESTA.
b.- Prediga el peso atómico para el elemento A. Razone su respuesta.
13.- El número de electrones desapareados en un átomo de: 25Mn es:
a.- 3
b.- 5
c.- 4
d.- 2
14.- La ubicación en la tabla periódica del elemento cuyo
valor de Z = 48, es:
a.- Grupo IIA ,4º período
c.- 5º período, Grupo IIB
b.- Grupo IIA, 5º período
d.-5º período, Grupo VIIIB
15.- La configuración electrónica [(Ar)4s23d104p6]-2 corresponde al ión:
a.- 20Ca+2 b.- 19K+1
c.- 17 Cl-1
d.- 34Se-2
16.- El valor del número atómico (Z) de un elemento ubicado en el 6° Periodo, Grupo VA es:
a.- 81
b.- 51
c.- 83
d.- 82
17.- El elemento cuyo Z =117, aún no ha sido descubierto. De llegarse a descubrir,¿A cual familia de
elementos deberían ser parecidas sus propiedades físico-químicas?
a.- Calcógeno
b.- halógeno
c.- gas noble d.- metal de transición d
18.- Están ordenados, correctamente, de menor a mayor potencial de ionización:
a.- Li  Na  Rb  Cs
b.- Cl  Si  Al  Mg
c.- Ar  S  P  Na d.- I  Br  Cl  F
19.- .- Están ordenados, correctamente, de menor a mayor radio atómico:
a.- Cs Rb K  Li
b.- Cl  P  Mg  Na
c.-I  Br  Cl  F d.- Sr  Ag  Sn  I
20.- V, W, X, Y, y Z son elementos hipotéticos. Ubíquelos en uno de los diagramas que se le dan,
tal y como aparecerían en la tabla periódica, en función de las
siguientes afirmaciones:
1. Su distribución electrónica termina
en ( )ns2 – np siendo n  5
2. V tiene el menor radio atómico
3. Z tiene mayor tendencia a perder electrones
4. X tiene mayor afinidad electrónica que W y Y
5. Y es mas electronegativo que W
21.- K P, M y S son elementos hipotéticos. Ubíquelos en uno de los diagramas que se le dan, tal y
como aparecerían en la tabla periódica, en función de las
siguientes afirmaciones:
a. El mayor valor de “n” en su distribución electrónica es igual a 6
b. P es el de menor radio atómico
c. M tiene menor electronegatividad que S y K
d. El potencial de ionización de S es mayor que el de K
22.- ¿Cuál de las siguientes propiedades de un elemento no es función periódica de su número
atómico?
a.- volumen atómico
c.- masa atómica
b.- energía de ionización
d.- radio atómico
23.- Todas las siguientes afirmaciones sobre la tabla periódica son correctas, EXCEPTO:
a.- Mendeleiev y Meyer recibieron el mayor crédito por el desarrollo de la tabla periódica
b.- los elementos de un determinado grupo o familia, tienen propiedades químicas similares
c.- los elementos al final de cada periodo tienen sus subniveles mas externos completamente llenos
d.- los elementos están ordenados en orden de incremento de su número atómico
24.- ¿Cuál factor se incrementa paralelamente con la energía de ionización?
a.- el incremento de las propiedades no-metálicas
b.- el incremento de la tendencia a ser oxidado
c.- la disminución de la carga nuclear
d.- la disminución de la afinidad electrónica
25.- ¿Cuál fórmula representa el compuesto más probable al Silicio y Cloro?
a.- SiCl
b.- SiCl2
c.- SiCL3
d.- SiCl4
26.- E Na y el K tienen similares propiedades físicas y químicas. Esto se explica mejor por el hecho
de que ambos elementos son:
a.- son metales activos
b.- están en el período 1 de la tabla periódica
c.- tienen la misma configuración electrónica externa
d.- tiene un potencial de ionización relativamente bajo.
27.- El Telurio es un elemento del mismo grupo del Azufre. ¿Cuál de las siguientes podría ser la
fórmula del ácido telúrico?
a.- H2Te
b.- H2TeO3
c.- H2TeO4
d.- H2Te2O5
28.- ¿Qué fórmula se esperaría para un compuesto binario entre Magnesio y Fósforo?
a.- MgP2
b.- Mg3P2
c.- Mg2P3
d.- Mg5P3
29.- Escriba la configuración electrónica del átomo Zn, utilizando el centro interior de gas noble
apropiado para abreviar.
a.- [Ar]4s23d10
b.- [Ar]4s24d10
c.- [Ar]4s13d10
d.- [Kr]4s23d10
30.- Identifique el elemento específico que corresponde a la configuración electrónica siguiente:
[Kr]5s24d105p4
a.- In
b.- Sn
c.- Sb
d.- Te
31.- La evolución del modelo atómico tuvo el siguiente orden:
a. - Dalton, Rutherford, Thompson, Bohr, actual.
b. - Thompson, Dalton, Bohr, Rutherford, actual.
c. - Dalton, Bohr, Thompson, Rutherford, actual.
d.- Dalton, Thompson, Rutherford, Bohr, actual
32.- Se tiene un elemento ubicado en el 6° Periodo, Grupo VA. DEDUZCA SU:
a.- Número atómico:
b.- Distribución electrónica por subniveles (simplificada):
c.- Distribución electrónica por niveles:
d.- Distribución electrónica por orbítales:
(Subniveles de mayor “n”)
Paginas para consulta:
http://cwx.prenhall.com/bookbind/pubbooks/blb_la/ (QUIMICA, LA CIENCIA CENTRAL)
http://personal5.iddeo.es/pefeco/Tabla/configuracion.htm (CONFIGURACION ELECTRONICA)
http://www.eduteka.org/SoftQuimica.php (EDUTEKA, RECURSOS PARA QUIMICA)
http://centros5.pntic.mec.es/ies.victoria.kent/Rincon-C/Enlaces/FQ.htm EL RINCON DE LA
CIENCIA…. ¡hay de todo!
http://www.vaxasoftware.com/doc_edu/qui.html (VAXA SOFTWARE-Documentos Química)
Tablas periódicas y material para 5to Año.
INSTITUTO EDUCACIONAL ARAGUA
QUIMICA 1º de Cs.
Pof. Jorge Salcedo
GUIA DE ESTUDIO:
UNIONES QUIMICAS
1]- INTRODUCCION:
Los electrones de la capa externa del átomo, también llamados electrones de valencia, son los
que determinan las propiedades químicas del elemento. Se observa experimentalmente que cuando
un átomo tiene su nivel electrónico externo completo, posee una gran inercia química, es decir, no
reacciona químicamente. Tal es el caso de los gases nobles, raros o inertes que pertenecen al grupo
O de la Tabla Periódica, y poseen 8 electrones en el último nivel (Ne,Ar,Kr, Xe y Rn), a excepción del
2
He que completa su único nivel (1s ) con solo 2 electrones.
En base a esto podemos inferir que los elementos reaccionan entre sí debido a que su última
capa electrónica esta incompleta, y cuando dos elementos forman un compuesto, tienden a adquirir la
configuración electrónica completa, asemejándose al gas noble más próximo, dentro de la
clasificación periódica. Esta configuración es la más estable, y por ende, la más probable. Debido a
que los gases nobles poseen 8 electrones de valencia (excepto el Helio), la tendencia a adquirir esta
configuración, se la conoce como Regla del Octeto.
Según la posición relativa de un elemento respecto a la de los gases nobles en la Tabla
Periódica, éste tenderá a ganar, perder o compartir los electrones de su última capa con otros
elementos y unirse a ellos. Surge asi el concepto de unión química.
2]- UNIONES QUIMICAS:
Existen tres tipos de uniones químicas: iónica o electrovalente, covalente y metálica.
a} UNION IONICA O ELECTROVALENTE: se forma por transferencia de electrones de un átomo a
otro. El átomo que pierde electrones se transforma en catión (ión positivo) adquiriendo una carga
positiva por cada electrón perdido; de igual forma, el átomo que los adquiere se transforma en anión
(ión negativo) tomando una carga negativa por cada electrón adquirido. Se genera así una atracción
electrostática de cargas de signo opuesto que es la base de este tipo de union química. Los
electrones no intervienen en la union sino que esta se forma por atracción entre cargas positivas y
negativas (los iones).
Ejemplo:
2
2
6
1
[Na]: 1s 2s 2p 3s ------> el sodio posee 1 electrón de valencia
2
2
6
2
5
[Cl]: 1s 2s 2p 3s 3p ---> el cloro posse 7 electrones de valencia
Los iones formados se atraen hasta un cierto límite, pues deben soportar una repulsión
originada por la carga electrónica exterior de los mismos iones. Estas fuerzas de atracción y repulsión
se extienden en el espacio en todas direcciones, con lo cual cada ión se rodea de iones de signo
opuesto. No se forman moléculas sino un ordenamiento en forma de red cristalina. Por ejemplo, el
Cloruro de Sodio (NaCl) adquiere una estructura de red cúbica donde cada ión esta rodeado de seis
iones de signo opuesto , con seis iones sodio y cloruro alternados en los vértices.
+
-
Debería escribirse (Na )n (Cl )n pues no existen moléculas pero por comodidad se escribe NaCl y al
peso molecular se lo denomina peso fórmula. Los compuestos iónicos al fundirse o disolverse en un
solvente adecuado (agua), se separan en sus iones y cada uno de ellos se rodea de moléculas del
solvente (solvatación), teniendo la particularidad de conducir la corriente eléctrica.
En general, los elementos ubicados en los grupos extremos de la clasificación periódica tienen
tendencia a formar uniones iónicas entre sí (grupos 1A y 2A con 6A y 7A). Para que una unión sea
iónica la diferencia de electronegatividad (medida de la capacidad o tendencia de un átomo a ganar
electrones) entre los elementos debe ser superior a 1.7.
b} UNION COVALENTE: en este tipo de unión los electrones son compartidos por ambos átomos.
Existen dos tipos de uniones covalentes:
I- Covalente Simple, Doble o Triple: cada átomo aporta uno, dos o tres electrones de los
pares compartidos respectivamente.
II- Covalente Dativa o Coordinada: un solo átomo aporta el par electrónico compartido.
Los elementos que forman uniones covalentes, son aquellos que se encuentran cerca entre sí
dentro de la clasificación periódica (electronegatividades similares). Estos elementos tienen
equilibrada su tendencia a ganar o perder electrones y al formar la unión se rodean de 8 electrones
(regla del octeto), excepto el Hidrógeno que adquiere la configuración del He (2 electrones: Regla del
Dueto).
Al formarse la unión química entre dos átomos, sus orbitales atómicos se superponen
originando un orbital molecular:
Entre ambos extremos (iónica y covalente) existe una gran cantidad de compuestos que
presentan uniones covalentes con cierto carácter iónico (polaridad de enlace). A este tipo de uniones
se las denomina covalente polar, y es el caso de la molécula de agua.
c} UNION METALICA: Los metales, especialmente los de los grupos 1A y 2A, tienen tendencia a
perder sus electrones de valencia formando una nube electrónica alrededor de todos los núcleos
metálicos. La unión se establece entre el ión metálico cargado positivamente y la nube electrónica
cargada negativamente.
Los electrones de valencia se desplazan a lo largo del metal confiriéndole a este sus
propiedades características: brillo (reflexión de fotones por parte de los electrones), conductividad,
etc.
4]-VALENCIA y NUMERO DE OXIDACION:
Se denomina valencia a la cantidad de electrones que un átomo gana pierde o comparte al
formar una unión. Es una medida de la capacidad de combinación del átomo. En moléculas
covalentes la valencia es el número de enlaces covalentes que forma el átomo.
Se denomina número de oxidación de un átomo a la carga positiva o negativa que debería
asignarsele si todos los enlaces fuesen iónicos.
Veremos a continuación, algunas reglas para poder asignar números de oxidación a los
elementos que forman un compuesto:
1)- A los elementos en su estado libre (no combinado), se les asigna número de oxidación cero (0).
Ej: Fe, Li, Na, Hg, O2, H2, F2, N2, etc.
2)-a) Para compuestos neutros (sin carga), la suma algebraica de los números de oxidación de los
elementos involucrados, multiplicados por sus respectivos subindices de atomicidad, debe ser igual a
cero.
b) Para iones (moléculas con carga), dicha suma debe ser igual a la carga neta del ión.
3)- El hidrógeno presenta habitualmente número de oxidación +1 excepto cuando se halla combinado
con metales formando hidruros, en cuyo caso presenta número de oxidación -1. Ej: HCl y NaH.
4)- El oxígeno presenta número de oxidación -2 (H2O, Na2SO4), salvo los siguientes casos:
a) cuando forma peróxidos o peroxiderivados, su número de oxidación es -1: H2O2, CaO2,
Na2S2O8.
b) cuando el oxígeno forma superóxidos, su número de oxidación es -1/2: NaO2, CaO4.
c) cuando el oxígeno se combina con el flúor, su número de oxidación es +2: OF2.
5)- Los elementos del grupo IA, tienen número de oxidación +1: NaF, Fr2SO4, K2O.
6)- Los elementos del grupo IIA presentan siempre número de oxidación +2: CaO, BaSO4, BaO.
7)- El elemento más electronegativo es el flúor, y siempre tiene número de oxidación -1: NaF, CaF2,
NH4F.
8)- Los halógenos Cl,I y Br, presentan número de oxidación -1 al combinarse con metales
(NaCl,AlCl3) y +1,+3,+5,+7 cuando forman compuestos ternarios con oxígeno y metal o hidrógeno:
NaClO3, NaClO2, NaClO, HClO4.
5]-UNIONES INTERMOLECULARES:
Las uniones covalentes entre átomos generan moléculas. A su vez las moléculas
interaccionan entre sí atrayéndose y repeliéndose. A este tipo de interacciones se las denomina
fuerzas de Van der Waals y a la unión se la denomina unión de Van der Waals.
En las moléculas polares se producen interacciones dipolo-dipolo y en las no polares, los
electrones de moléculas vecinas generan dipolos inducidos.
Existe otro tipo de unión intermolecular que es la unión puente hidrógeno. Esta se verifica en
moléculas que poseen hidrógeno unido a átomos muy electronegativos como F, O o N. Debido a la
diferencia de electronegatividad, los hidrógenos se cargan positivamente en forma parcial y son
atraídos por los átomos electronegativos de moléculas vecinas:
GEOMETRÍA MOLECULAR:
Nos ocuparemos a continuación, de la forma que tienen las moléculas en el espacio. Los análisis
espectroscópicos, estudios de resonancia, espectrometría de masa, etc. permiten definir su
geometría, y a partir de ésta, explicar diferentes propiedades físicas y químicas de las sustancias.
Para explicar la forma de las moléculas en el espacio, se ha formulado una teoría llamada
'Teoría de la Repulsíón de los Pares Electrónícos de Valencía' conocida como TREPEV. Esta
teoría se apoya en las siguientes hipótesis:
 La forma de una molécula queda determinada por el número de pares de electrones que
existen entre sus átomos.
 Como estos pares de electrones (negativos) se repelen electrostáticamente, se ubicarán en
el espacio lo más alejados posible, para disminuir dicha repulsión.
 Si en la molécula existen pares de electrones no compartidos, ocuparán un espacio mayor
que los electrones compartidos; formando una zona de alta densidad electrónica que
repelerá con mayor fuerza a los electrones restantes.
 Si entre dos átomos hay enlaces múltiples (dos o más pares de electrones), no varía su
geometría molecular por este hecho.
Consideremos a continuación las geometrías moleculares de distintas sustancias, ordenadas
según la atomicidad de la molécula.
1)- Moléculas Biatómicas.- estas moléculas, independientemente de su composición, siempre son
lineales, pues entre sus núcleos atómicos, solo es posible trazar una recta:
2j- Moléculas Triatómícas (AB2): están formadas por tres átomos como por ejemplo, CO2, SO2, H20,
etc. Son moléculas planas pudiendo ser lineales o angulares, según el número de pares electrónicos
que rodean al átomo central:
3)- Moléculas Tetratómícas (AB3): están formadas un átomo central rodeado por tres átomos. Si no
posee electrones no compartidos, la molécula es plana y triangular, como por ejemplo el caso de la
molécula de SO3. Si en cambio posee un par de elctrones no compartidos como en la molécula de
amoníaco (NH3), la molécula adopta la forma de una pirámide de base triangular:
4]- Moléculas Pentatómicas (AB4): están formadas un átomo central rodeado por cuatro átomos.
Adopta la forma de un tetraedro de base triangular con ángulos de 190,5º. Es el caso por ejemplo de
la molécula de metano CH4:
5)- Moléculas Hexatómicas (AB5]: el átomo central está rodeado por tres átomos en un plano que
forman entre sí ángulos de enlace de 120º. Los otros dos se ubican uno por encima de dicho plano y
otro por debajo, formando con dicho plano, ángulos rectos.
6)- Moléculas Heptatómicas (AB6): el átomo central está rodeado por cuatro átomos en un plano
que forman entre sí ángulos de enlace de 90º. Los otros dos se ubican uno por encima de dicho
plano y otro por debajo, formando con dicho plano, ángulos rectos:
ESTRATEGIA PARA LA ESCRITURA DE ESTRUCTURAS DE LEWIS
Primeramente se debe establecer el número de electrones de valencia en la fórmula. Esto
requerirá que usted conozca la tabla Periódica. El número de la familia a la que pertenece el
átomo corresponde al número de electrones de valencia.
Ej. 1
CH4
carbono : familia 4A : 4 electrones de valencia
1C x 4 e- = 4
hidrógeno : familia 1A : 1 electrón de valencia ,
4H x 1 e- = 4
por lo tanto :
Total = 8e-
En el caso de iones, recuerde sumar al número de electrones de valencia el número de
cargas negativas (ya que éstas indican la presencia de electrones adicionales) y restar las cargas
positivas (ya
que
éstas
indican
electrones
de
menos).
Ej. 2 CO3-2
carbono : familia : 4A : 4 electrones de
1C x 4 e- = 4
valencia
oxígeno : familia : 6A : 6 electrón de valencia
3O x 6 e- = 18
,
2
carga negativa :
2 electrones
Total = 24epor lo tanto :
Ej. 3 NH4+1
nitrógeno : familia : 5A : 5 electrones de
1N x 5 evalencia
hidrógeno : familia : 1A : 1 electrón de valencia
4H x 1 e,
carga positiva :
1 electrón
Total =
por lo tanto :
=5
=4
- 1
8e-
En general el átomo menos electronegativo ocupa la posición central. (La electronegatividad
aumenta hacia arriba y hacia la derecha en dirección a Fluór en la Tabla periódica). Conecte
átomos alrededor del átomo central completando los octetos. Tome en cuenta que en átomos
de las familias 1A y 2A la capa de valencia se completa con dos y cuatro electrones respectivamente. Si el átomo central no completa el octeto, forme enlaces multiples desplazando electrones
de los
átomos
vecinos.
Ej.4
CO3-2
Total = 24e-
Estructura de Lewis
Ej. 5
NH4+1
Total = 8e-
Estructura
Lewis
de
La diferencia entre los electrones de valencia de un átomo y el número de electrones asignado
en la estructura de Lewis se denomina como la carga formal del átomo. La carga formal esta
dada por la siguiente ecuación:
CF = (# de e- de valencia del átomo) - (# total de e- no enlazantes del átomo) – 1/2 (# de eenlazantes del átomo)
Ej. 6
Carga formal para los átomos en CO3-2.
Para moléculas neutrales la suma de cargas formales debe ser cero.
Para cationes la suma de cargas formales debe ser igual a la carga positiva.
Para aniones la suma de cargas formales debe ser igual a la carga negativa.
Considere las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas orgánicas. Carbono es de la familia
4A, cuatro electrones de valencia y cuatro posibles enlaces. Note como cada átomo de carbono
posee un octeto completo, y poseen cuatro enlaces, ya sean sencillos o en combinación con enlaces
multiples.
metano
eteno
etino
A continuación se presentan otros ejemplos de estructuras de Lewis de moléculas orgánicas:
Ej. 7 CH4O
carbono : familia : 4A : 4 electrones de
1C x 4 e- = 4
valencia
4H x 1 e- = 4
hidrógeno familia 1A : 1 electrón de valencia
oxígeno : familia : 6A : 6 electrón de valencia , 1O x 6 e- = 6
Total = 14epor lo tanto :
Estructura
de Lewis
Ej. 8 C2H4O
carbono : familia : 4A : 4 electrones de
2C x 4 e- = 8
valencia
4H x 1 e- = 4
hidrógeno familia 1A : 1 electrón de valencia
oxígeno : familia : 6A : 6 electrón de valencia , 1O x 6 e- = 6
Total = 18e-
por lo tanto :
Estructura de Lewis
Note que en la primera estructura tanto el carbono como el oxígeno no completan su octeto y tienen
un electrón sin parear, por lo tanto para resolver esa situación debe formar un enlace doble entre
ambos
átomos. Oxígeno pertenece a la familia 6A, tenderá a conseguir dos electrones para completar su
octeto.
Con esos dos electrones formará dos enlaces. Puede ser un enlace doble como este caso o pueden
ser
dos enlaces sencillos como en el caso de la molécula de agua (H2O)(Vea también Ej. 10).
Ej. 9 CH5N
carbono : familia : 4A : 4 electrones de
1C x 4 e- = 4
valencia
5H x 1 e- = 5
hidrógeno : familia 1A : 1 electrón de valencia
nitrógeno : familia : 5A : 5 electrón de valencia
1N x 5 e- = 5
,
Total = 14epor lo tanto :
Estructura de Lewis
Nitrógeno pertenece a la familia 5A, tenderá a conseguir tres electrones para completar su octeto.
Con esos tres electrones formará tres enlaces. Pueden ser tres enlaces sencillos como este caso o
puede ser un enlace sencillo y uno doble , o puede ser un enlace triple (vea Ej. 11)
Ej. 10 C2H4O2
carbono : familia : 4A : 4 electrones de
2C x 4 e- = 8
valencia
4H x 1 e- = 4
hidrógeno : familia 1A : 1 electrón de valencia
oxígeno familia 6A : 6 electrones de valencia , 2O x 6 e- = 12
Total = 24epor lo tanto :
Estructura de Lewis
Note que en la primera estructura tanto el carbono como el oxígeno no completan su octeto y tienen
un electrón sin parear, por lo tanto para resolver esa situación debe formar un enlace doble entre
ambos átomos. Oxígeno pertenece a la familia 6A, tenderá a conseguir dos electrones para
completar
su octeto. Con esos dos electrones formará dos enlaces. Puede ser un enlace doble o pueden ser
dos enlaces , en este caso observamos ambas opciones
Ej. 11 C2H3N
carbono : familia : 4A : 4 electrones de
2C x 4 e- = 8
valencia
3H x 1 e- = 3
hidrógeno : familia 1A : 1 electrón de valencia
nitrógeno : familia 5A : 5 electrones de valencia
1N x 5 e- = 5
,
Total = 16epor lo tanto :
Estructura de Lewis
Note que en la primera estructura tanto el carbono como el nitrógeno no completan su octeto,
por lo tanto para resolver esa situación formaremos un enlace doble entre ambos átomos. Aun
no compitan su octeto y ambos poseen un electrón sin parear. Al parear finalmente estos
electrones obtenemos un enlace triple
Finalmente considere que para una misma fórmula molecular pueden existir más de una estructura
de Lewis correcta
En las fórmulas de puntos de Lewis, se muestra el número de electrones de valencia, el número y tipo
de enlace y el orden en que los átomos se encuentran conectados, pero no sirve para representar
formas tridimensionales de moléculas o iones poliatómicos.
Estas fórmulas puntuales de Lewis pueden emplearse tanto para átomos o iones monoatómicos
como para moléculas o iones poliatómicos, teniendo en cuenta el número de pares electrónicos que
se comparten pero sin tener en cuenta hasta el momento cuáles son los orbítales que participan en el
enlace.
Los pasos a seguir son los siguientes:
1. Proponer un esqueleto razonable (simétrico) teniendo en cuenta que en una molécula o ión
poliatómico:
• Cada átomo completa su octeto compartiendo pares de electrones con sus vecinos, de manera que
cada par electrónico compartido por dos átomos vecinos constituye un enlace covalente.
• El elemento menos electronegativo se elegirá como elemento central (salvo el hidrógeno).
• Los átomos de oxígeno no se enlazan entre sí, salvo en las moléculas de O2 y O3, en los peróxidos
(O2-2) y en los superóxidos (O2-1).
• El átomo central es el que tiene número de oxidación mayor y por lo tanto el que necesita mayor
cantidad de electrones para llenar su octeto.
• En los ácidos ternarios el hidrógeno se enlaza siempre a un átomo de oxígeno, el cual a su vez
estará unido al elemento central (nunca se unirá directamente un hidrógeno con el elemento central).
2. Calcular el número total de electrones a utilizar en la representación sumando los electrones de
valencia de todos los átomos y teniendo en cuenta que:
• El átomo de hidrógeno proporciona un electrón.
• Cada elemento proporciona igual número de electrones que el número de grupo al cual pertenece.
• Para el caso de los cationes se resta un electrón por cada carga positiva.
• Para los aniones se suma un electrón por cada carga negativa.
3. Dibujar un enlace covalente sencillo (simbolizado por líneas) entre el átomo central y cada uno de
los átomos que lo rodean.
4. Situar los electrones residuales de modo que cada uno de los átomos de los elementos enlazados
al átomo central completen su octeto (excepto el hidrógeno que completa el duplete) empleando
como máximo el número de electrones calculados en 2.
5. Si la regla del octeto no se cumple para el elemento central, deben ensayarse enlaces múltiples
entre el átomo central y los que lo rodean.
EJERCITACION:
1)-Plantear las estructuras de Lewis de las uniones químicas de los siguientes compuestos, indicando
de que tipo de union se trata y determinando previamente el número de oxidación de cada elemento:
a) SO3
b) Pb(OH)4
c) HClO4
e) S3Au2
f) Fe2O3
f) HClO3
g) NH3
h) NaIO
i) H3PO4
j) H3PO3
k) Cl2O7
l) Al2(SO4)3
m) Au4(P2O7)3
n) Sn(NO3)4
o) Pb(CrO4)2
p) Fe(NO2)3
q) K2Cr2O7
r) KMnO4
s) Ni(HSe)3
t) Hg(H3P2O7)2
u) Cr2(SO3)3
v) Ba(ClO2)2
w) Zn(ClO3)2
x) Mg2P2O5
2)- Asignar los números de oxidación para cada uno de los elementos de los siguientes iones, y
plantear las estructuras de Lewis y simplificadas de las uniones químicas:
2-
a) CO2
2d)H2P2O5
-
b) H2PO3
4e) SiO4
+
c) NH4
f) AsO3
TOMADO DE:
www.donboscobaires.com.aracad/sec/quimica/04/4q- modulo3uniones.doc