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10.5: Escritura de estructuras de Lewis para compuestos covalentes

10.5: Escritura de estructuras de Lewis para compuestos covalentes



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Objetivos de aprendizaje

  • Dibuja estructuras de Lewis para compuestos covalentes.

El siguiente procedimiento se puede utilizar para construir estructuras de electrones de Lewis para moléculas e iones más complejos.

Cómo: construir estructuras de electrones de Lewis

1. Determine el número total de electrones de valencia en la molécula o ión.

  • Suma los electrones de valencia de cada átomo. (Recuerde que el número de electrones de valencia está indicado por la posición del elemento en la tabla periódica).
  • Si la especie es un ion poliatómico, recuerde sumar o restar el número de electrones necesarios para obtener la carga total del ion.

Para CO32−, por ejemplo, agregamos dos electrones al total debido a la carga -2.

2. Organice los átomos para mostrar conexiones específicas.

  • Cuando hay un átomo central, suele ser el elemento menos electronegativo del compuesto. Los químicos generalmente enumeran este átomo central primero en la fórmula química (como en CCl4 y compañía32−, que tienen C como átomo central), que es otra pista de la estructura del compuesto.
  • El hidrógeno y los halógenos casi siempre están conectados a un solo átomo, por lo que generalmente son Terminal en lugar de central.

3. Coloque un par de electrones de enlace entre cada par de átomos adyacentes para dar un enlace sencillo.

  • En H2O, por ejemplo, hay un par de electrones de enlace entre el oxígeno y cada hidrógeno.

4. Comenzando con los átomos terminales, agregue suficientes electrones a cada átomo para dar a cada átomo un octeto (dos para el hidrógeno).

  • Estos electrones suelen ser pares solitarios.

5. Si quedan electrones, colóquelos en el átomo central.

  • Más adelante explicaremos que algunos átomos pueden acomodar más de ocho electrones.

6. Si el átomo central tiene menos electrones que un octeto, use pares solitarios de átomos terminales para formar enlaces múltiples (dobles o triples) al átomo central para lograr un octeto.

  • Esto no cambiará el número de electrones en los átomos terminales.

7. Control final

  • Siempre asegúrese de que se tengan en cuenta todos los electrones de valencia y que cada átomo tenga un octeto de electrones, excepto el hidrógeno (con dos electrones).
  • El átomo central suele ser el elemento menos electronegativo de la molécula o ión; el hidrógeno y los halógenos suelen ser terminales.

Ahora apliquemos este procedimiento a algunos compuestos en particular, comenzando con uno que ya hemos discutido.

Ejemplo ( PageIndex {1} ): Agua

Escribe la estructura de Lewis para H2O.

Solución

Pasos para escribir estructuras de Lewis

Ejemplo ( PageIndex {1} )
1. Determine el número total de electrones de valencia en la molécula o ión.

Cada átomo de H (grupo 1) tiene 1 electrón de valencia, y el átomo de O (grupo 16) tiene 6 electrones de valencia, para un total de 8 electrones de valencia.

2. Organice los átomos para mostrar conexiones específicas.

H O H

Dado que los átomos de H son casi siempre terminales, la disposición dentro de la molécula debe ser HOH.

3. Coloque un par de electrones de enlace entre cada par de átomos adyacentes para dar un enlace sencillo.

4. Comenzando con los átomos terminales, agregue suficientes electrones a cada átomo para dar a cada átomo un octeto (dos para el hidrógeno).

Colocar un par de electrones de enlace entre el átomo de O y cada átomo de H da

H -O- H

con 4 electrones restantes.

Cada átomo de H tiene una capa de valencia completa de 2 electrones.

5. Si quedan electrones, colóquelos en el átomo central.

Al agregar los 4 electrones restantes al oxígeno (como dos pares solitarios) se obtiene la siguiente estructura:

6. Si el átomo central tiene menos electrones que un octeto, use pares solitarios de átomos terminales para formar enlaces múltiples (dobles o triples) al átomo central para lograr un octeto.No es necesario.
7. Control final.La estructura de Lewis le da al oxígeno un octeto y a cada hidrógeno 2 electrones.

Ejemplo ( PageIndex {2} )

Escribe la estructura de Lewis para la molécula (CH_2O )

Solución

Pasos para escribir estructuras de Lewis

Ejemplo ( PageIndex {2} )
1. Determine el número total de electrones de valencia en la molécula o ión.

Cada átomo de hidrógeno (grupo 1) tiene 1 electrón de valencia, el carbono (grupo 14) tiene 4 electrones de valencia y el oxígeno (grupo 16) tiene 6 electrones de valencia, para un total de [(2) (1) + 4 + 6] = 12 electrones de valencia.

2. Organice los átomos para mostrar conexiones específicas.

Debido a que el carbono es menos electronegativo que el oxígeno y el hidrógeno es normalmente terminal, C debe ser el átomo central.

3. Coloque un par de electrones de enlace entre cada par de átomos adyacentes para dar un enlace sencillo.

La colocación de un par de electrones enlazantes entre cada par de átomos enlazados da lo siguiente:

Se utilizan 6 electrones y quedan 6.

4. Comenzando con los átomos terminales, agregue suficientes electrones a cada átomo para dar a cada átomo un octeto (dos para el hidrógeno).

La suma de los 6 electrones restantes al oxígeno (como tres pares solitarios) da lo siguiente:

Aunque el oxígeno ahora tiene un octeto y cada hidrógeno tiene 2 electrones, el carbono tiene solo 6 electrones.

5. Si quedan electrones, colóquelos en el átomo central.

No es necesario.

No quedan electrones para colocar en el átomo central.

6. Si el átomo central tiene menos electrones que un octeto, use pares solitarios de átomos terminales para formar enlaces múltiples (dobles o triples) al átomo central para lograr un octeto.

Para darle al carbono un octeto de electrones, usamos uno de los pares de electrones solitarios en el oxígeno para formar un doble enlace carbono-oxígeno:

7. Control final

Tanto el oxígeno como el carbono tienen ahora un octeto de electrones, por lo que esta es una estructura de electrones de Lewis aceptable. La O tiene dos pares de enlaces y dos pares solitarios, y C tiene cuatro pares de enlaces. Esta es la estructura del formaldehído, que se utiliza en el líquido de embalsamamiento.

Ejercicio ( PageIndex {1} )

Escribir estructuras de electrones de Lewis para CO2 y SCl2, un líquido rojo inestable y de olor nauseabundo que se utiliza en la fabricación de caucho.

Respuesta CO2

.

Respuesta SCl2

.

La Corte Suprema de los Estados Unidos tiene la nada envidiable tarea de decidir cuál es la ley. Esta responsabilidad puede ser un gran desafío cuando no hay un principio claro involucrado o cuando hay una nueva situación que no se había encontrado antes. La química se enfrenta al mismo desafío al ampliar los conceptos básicos para adaptarse a una nueva situación. El dibujo de estructuras de Lewis para iones poliatómicos utiliza el mismo enfoque, pero modifica un poco el proceso para adaptarse a un conjunto de circunstancias algo diferente.

Escritura de estructuras de Lewis para iones poliatómicos

Recuerde que un ion poliatómico es un grupo de átomos que están unidos covalentemente y que llevan una carga eléctrica general. El ion amonio, ( ce {NH_4 ^ +} ), se forma cuando un ion hidrógeno ( left ( ce {H ^ +} right) ) se une al par solitario de un amoníaco ( left ( ce {NH_3} right) ) molécula en un enlace covalente coordinado.

Figura ( PageIndex {3} ): El ion amonio.

Al dibujar la estructura de Lewis de un ion poliatómico, la carga del ion se refleja en el número total de electrones de valencia en la estructura. En el caso del ion amonio:

(1 : ce {N} ) átomo (= 5 ) electrones de valencia

(4 : ce {H} ) átomos (= 4 times 1 = 4 ) electrones de valencia

reste 1 electrón para la carga (1+ ) del ion

total de 8 electrones de valencia en el ion

Es costumbre poner la estructura de Lewis de un ion poliatómico en un gran conjunto de corchetes, con la carga del ion como un superíndice fuera de los corchetes.

Ejercicio ( PageIndex {2} )

Dibuja la estructura de puntos de electrones de Lewis para el ion sulfato.

Respuesta

Excepciones a la regla del octeto

Tan importante y útil como es la regla del octeto en los enlaces químicos, existen algunas violaciones bien conocidas. Esto no significa que la regla del octeto sea inútil, todo lo contrario. Como ocurre con muchas reglas, existen excepciones o infracciones.

Hay tres violaciones a la regla del octeto. Las moléculas de electrones impares representan la primera violación de la regla del octeto. Aunque son pocos, algunos compuestos estables tienen un número impar de electrones en sus capas de valencia. Con un número impar de electrones, al menos un átomo de la molécula deberá violar la regla del octeto. Ejemplos de moléculas estables de electrones impares son NO, NO2y ClO2. El diagrama de puntos de electrones de Lewis para NO es el siguiente:

Aunque el átomo de O tiene un octeto de electrones, el átomo de N tiene solo siete electrones en su capa de valencia. Aunque el NO es un compuesto estable, es muy reactivo químicamente, al igual que la mayoría de los otros compuestos de electrones impares.

Las moléculas deficientes en electrones representan la segunda violación de la regla del octeto. Estos compuestos estables tienen menos de ocho electrones alrededor de un átomo en la molécula. Los ejemplos más comunes son los compuestos covalentes de berilio y boro. Por ejemplo, el berilio puede formar dos enlaces covalentes, lo que da como resultado solo cuatro electrones en su capa de valencia:

El boro comúnmente forma solo tres enlaces covalentes, lo que resulta en solo seis electrones de valencia alrededor del átomo B. Un ejemplo bien conocido es BF3:

La tercera violación de la regla del octeto se encuentra en aquellos compuestos con más de ocho electrones asignados a su capa de valencia. Estas se denominan moléculas de capa de valencia expandida. Dichos compuestos están formados solo por átomos centrales en la tercera fila de la tabla periódica o más allá de los que tienen vacíos D orbitales en sus capas de valencia que pueden participar en enlaces covalentes. Uno de esos compuestos es PF5. El único diagrama de puntos de electrones de Lewis razonable para este compuesto tiene el átomo de P formando cinco enlaces covalentes:

Formalmente, el átomo de P tiene 10 electrones en su capa de valencia.

Ejemplo ( PageIndex {3} ): Violaciones de octetos

Identifique cada violación a la regla del octeto dibujando un diagrama de puntos de electrones de Lewis.

  1. ClO
  2. SF6

Solución

un. Con un átomo de Cl y un átomo de O, esta molécula tiene 6 + 7 = 13 electrones de valencia, por lo que es una molécula de electrones impares. Un diagrama de puntos de electrones de Lewis para esta molécula es el siguiente:

B. En SF6, el átomo de S central forma seis enlaces covalentes a los seis átomos de F circundantes, por lo que es una molécula de capa de valencia expandida. Su diagrama de puntos de electrones de Lewis es el siguiente:

Ejercicio ( PageIndex {3} ): Difluoruro de xenón

Identifique la violación a la regla del octeto en XeF2 dibujando un diagrama de puntos de electrones de Lewis.

Respuesta

El átomo Xe tiene una capa de valencia expandida con más de ocho electrones a su alrededor.

Resumen

Los símbolos de puntos de Lewis proporcionan una simple racionalización de por qué los elementos forman compuestos con las estequiometrías observadas. Un gráfico de la energía total de un enlace covalente en función de la distancia internuclear es idéntico al gráfico de un par iónico porque ambos resultan de fuerzas atractivas y repulsivas entre entidades cargadas. En las estructuras de electrones de Lewis, encontramos pares de unión, que son compartidos por dos átomos, y pares solitarios, que no se comparten entre átomos. Las estructuras de Lewis para iones poliatómicos siguen las mismas reglas que las de otros compuestos covalentes. Hay tres violaciones a la regla del octeto: moléculas de electrones impares, moléculas deficientes en electrones y moléculas de capa de valencia expandida.


Dibuje las estructuras de Lewis para los siguientes compuestos.

Enlaces químicos • atracción eléctrica entre núcleos y valencia e- de átomos vecinos que unen a los átomos • se forman enlaces para… - disminuir la energía potencial - aumentar la estabilidad • Tres tipos: - iónico - covalente - metálico

Enlaces iónicos § Se transfieren electrones § Las diferencias de electronegatividad son generalmente superiores a 1. 7 § ¡La formación de enlaces iónicos es siempre exotérmica!

Celosía cristalina de cloruro de sodio: los compuestos iónicos forman sólidos a temperaturas normales. Alto mp y pb. - Buenos conductores de calor y electricidad - Los compuestos iónicos se organizan en una red cristalina característica de iones alternos positivos y negativos. - generalmente soluble como líquido

Enlaces covalentes Moléculas verdaderas - - No metales - comparten electrones Líquidos o gases a temperatura ambiente (mp y pb bajos) Malos conductores de calor y electricidad Molécula diatómica de baja solubilidad

Enlaces metálicos Elementos metálicos que comparten un "Mar de electrones" - buenos conductores de electricidad - maleable, dúctil, lustroso

Electrones de valencia: electrones en el nivel de energía exterior. Estos electrones determinan 1 la formación de enlaces químicos. 8 2 3 4 5 6 7

• Electronegatividad: una medida de la capacidad de un átomo para atraer electrones. - mayor e- átomo neg - menor e- átomo neg +

Tendencia de electronegatividad • Aumenta hacia arriba y hacia la derecha.

Polaridad del enlace • La mayoría de los enlaces son una combinación de características iónicas y covalentes.

• Enlace covalente no polar - e- se comparten por igual - e- densidad simétrica - generalmente átomos idénticos

• Enlace covalente polar - e- se comparten de manera desigual - densidad e- asimétrica - da como resultado cargas parciales (dipolo) +

Compuestos covalentes • Las moléculas son grupos neutros de átomos que se mantienen unidos por enlaces covalentes. • Moléculas diatómicas: H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, Br 2 e I 2. Los alótrofos incluyen P 4 y S 8.

Compuestos covalentes o moleculares • • • - Compuestos entre dos no metales Use prefijos Use solo mono en el segundo elemento P 2 O 5 = pentóxido de difósforo dióxido de carbono CO 2 = CO = monóxido de carbono N 2 O = monóxido de dinitrógeno

Regla del octeto • Recuerde… - La mayoría de los átomos forman enlaces para tener 8 electrones de valencia.

Dibujar diagramas de Lewis • Hallar el número total de valencia e-. • Organizar los átomos: el átomo singular suele estar en el medio. • Formar enlaces entre átomos (2 e-). • Distribuya el resto de e- para dar a cada átomo un octeto (recordar excepciones). • Si no hay suficientes e- para todos, forme enlaces dobles o triples.

Regla del octeto • Excepciones: F F F B F F O SO F H N H F ¡¡Muy inestable !! F F - Hidrógeno 2 valencia e- - Los grupos 1, 2, 3 obtienen 2, 4, 6 valencia e - Octeto expandido más de 8 valencia e- (p. Ej. S, P, Xe) - Radicales impares # de valencia e-

Dibujar diagramas de Lewis • CF 4 1 C × 4 e- = 4 e 4 F × 7 e- = 28 e 32 e- 8 e 24 e- F F C F F

Dibujar diagramas de Lewis • CO 2 1 C × 4 e- = 4 e 2 O × 6 e- = 12 e 16 e- - 4 e 12 e- O C O

Iones poliatómicos • Para encontrar el número total de valencia e-: - Sume 1 e- por cada carga negativa. - Reste 1 e- por cada carga positiva. • Coloque soportes alrededor del ion y etiquete la carga.

C. Iones poliatómicos • NH 4+ 1 N × 5 e- = 5 e 4 H × 1 e- = 4 e 9 e- 1 e 8 e- 8 e 0 e- H H N H H

Estructuras de resonancia • Moléculas que no se pueden representar correctamente con un solo diagrama de Lewis. • La estructura real es un promedio de todas las posibilidades. • Mostrar posibles estructuras separadas por una flecha de dos puntas.

VSEPR Geometry Zumdahl, De. Coste, World of Chemistry 2002, página 389

Fórmula Tipo de enlace Nombre Estructura Cl CCl 4 Tetracloruro de carbono covalente Cl Pb. F 2 NI 3 Fluoruro de plomo iónico (II) Triooduro de nitrógeno covalente C Cl Cl F- Pb + 2 FI N I I

Enlace iónico: Fuerza de atracción entre iones con carga opuesta. Iones • Catión: Un ion positivo • Mg 2+, NH 4+ • Anión: Un ion negativo • Cl-, SO 42 -

Escribir fórmulas de compuestos iónicos Ejemplo: nitrato de bario 1. Escriba las fórmulas para el catión y el anión, ¡incluyendo CARGOS! 2. Verifique si los cargos están equilibrados. 2+ (Ba NO 3) 2 3. Equilibre los cargos, si es necesario, utilizando subíndices. Utilice paréntesis si necesita más de uno de un ion poliatómico. ¡No equilibrado!

Escribir fórmulas de compuestos iónicos Ejemplo: sulfato de amonio 1. Escriba las fórmulas para el catión y el anión, ¡incluyendo CARGOS! 2. Verifique si los cargos están equilibrados. (NH 4+) SO 42 - 3. Balance de cargos, si es necesario, utilizando subíndices. Utilice paréntesis si necesita más de uno de un ion poliatómico. 2 ¡No equilibrado!

Escribir fórmulas de compuestos iónicos Ejemplo: Cloruro de hierro (III) 1. Escriba las fórmulas para el catión y el anión, ¡incluyendo CARGOS! 2. Verifique si los cargos están equilibrados. 3. Equilibre los cargos, si es necesario, utilizando subíndices. Utilice paréntesis si necesita más de uno de un ion poliatómico. Fe 3+ Cl 3 3 ¡No equilibrado!

Escribir fórmulas de compuestos iónicos Ejemplo: sulfuro de aluminio 1. Escriba las fórmulas para el catión y el anión, ¡incluyendo CARGOS! 2. Verifique si los cargos están equilibrados. 3. Equilibre los cargos, si es necesario, utilizando subíndices. Utilice paréntesis si necesita más de uno de un ion poliatómico. 3+ Al 2 2 S 3 ¡No equilibrado!

Escribir fórmulas de compuestos iónicos Ejemplo: carbonato de magnesio 1. Escriba las fórmulas para el catión y el anión, ¡incluyendo CARGOS! 2. Verifique si los cargos están equilibrados. Mg 2+ CO 32 ¡Están equilibrados!

Escribir fórmulas de compuestos iónicos Ejemplo: hidróxido de zinc 1. Escriba las fórmulas para el catión y el anión, ¡incluyendo CARGOS! 2. Verifique si los cargos están equilibrados. 2+ (Zn OH) 3. Equilibre los cargos, si es necesario, utilizando subíndices. Utilice paréntesis si necesita más de uno de un ion poliatómico. 2 ¡No equilibrado!

Escribir fórmulas de compuestos iónicos Ejemplo: fosfato de aluminio 1. Escriba las fórmulas para el catión y el anión, ¡incluyendo CARGOS! 2. Verifique si los cargos están equilibrados. 3+ Al 3 PO 4 ¡ESTÁN equilibrados!

Nombrar compuestos iónicos • 1. Primero catión, luego anión • 2. Catión monoatómico = nombre del elemento • Ca 2+ = ion calcio • 3. Anión monoatómico = raíz + -ide • Cl- = cloruro • Ca. Cl 2 = cloruro de calcio

Nombrar compuestos iónicos (continuación) Metales con múltiples estados de oxidación: algunos metales forman más de un catión • - use números romanos en el nombre • - • Pb. Cl 2 • Pb 2+ es catión • Pb. Cl 2 = cloruro de plomo (II)

Cálculo de la masa de la fórmula Calcule la masa de la fórmula de carbonato de magnesio, Mg. CO 3. 24. 31 g + 12. 01 g + 3 (16. 00 g) = 84. 32 g

Cálculo de la composición porcentual Calcule la composición porcentual de carbonato de magnesio, Mg. CO 3. De la diapositiva anterior: 24. 31 g + 12. 01 g + 3 (16. 00 g) = 84. 32 g 100. 00

FÓRMULA QUÍMICA COVALENTE IÓNICO Fórmula Unidad Fórmula molecular Na. Cl CO 2

COMPUESTO 2 elementos Compuesto binario Na. Cl más de 2 elementos Compuesto ternario Na. NUMERO 3

ION 1 átomo Ión monoatómico Na + 2 o más átomos Ión poliatómico NO 3 -

Fórmulas Fórmula empírica: la relación de números enteros más baja de átomos en un compuesto. Fórmula molecular: el número real de átomos de cada elemento en la fórmula de un compuesto. q fórmula molecular = (fórmula empírica) n [n = entero] q fórmula molecular = C 6 H 6 = (CH) 6 q fórmula empírica = CH

Fórmulas (continuación) Las fórmulas para compuestos iónicos SIEMPRE son empíricas (la relación de números enteros más baja). Ejemplos: Na. Cl Mg. Cl 2 Al 2 (SO 4) 3 K 2 CO 3

Fórmulas (continuación) Las fórmulas para compuestos moleculares PODRÍAN ser empíricas (relación de números enteros más baja). Molecular: H 2 O C 6 H 12 O 6 C 12 H 22 O 11 Empírico: H 2 O CH 2 O C 12 H 22 O 11

Determinación de la fórmula empírica 1. Cálculo base en 100 gramos de compuesto. 2. Determine los moles de cada elemento en 100 gramos de compuesto. 3. Divida cada valor de moles por el menor de los valores. 4. Multiplica cada número por un entero para obtener todos los números enteros.

Determinación empírica de la fórmula El ácido adípico contiene 49,32% de C, 43,84% de O y 6,85% de H en masa. ¿Cuál es la fórmula empírica del ácido adípico?

Determinación de fórmula empírica (parte 2) Divida cada valor de moles por el menor de los valores. Carbono: Hidrógeno: Oxígeno:

Determinación de fórmulas empíricas (parte 3) Multiplica cada número por un número entero para obtener todos los números enteros. Carbono: 1. 50 x 2 3 Hidrógeno: 2. 50 x 2 5 Oxígeno: 1. 00 x 2 2 Fórmula empírica: C 3 H 5 O 2

Hallar la fórmula molecular La fórmula empírica del ácido adípico es C 3 H 5 O 2. La masa molecular del ácido adípico es 146 g / mol. ¿Cuál es la fórmula molecular del ácido adípico? 1. Encuentre la fórmula masa de C 3 H 5 O 2 3 (12. 01 g) + 5 (1. 01) + 2 (16. 00) = 73. 08 g

Hallar la fórmula molecular La fórmula empírica del ácido adípico es C 3 H 5 O 2. La masa molecular del ácido adípico es 146 g / mol. ¿Cuál es la fórmula molecular del ácido adípico? 2. Divida la masa molecular por la masa dada por la fórmula emipírica. 3 (12. 01 g) + 5 (1. 01) + 2 (16. 00) = 73. 08 g

Hallar la fórmula molecular La fórmula empírica del ácido adípico es C 3 H 5 O 2. La masa molecular del ácido adípico es 146 g / mol. ¿Cuál es la fórmula molecular del ácido adípico? 3. Multiplica la fórmula empírica por este número para obtener la fórmula molecular. 3 (12. 01 g) + 5 (1. 01) + 2 (16. 00) = 73. 08 g (C 3 H 5 O 2) x 2 = C 6 H 10 O 4


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Uso de estructuras de puntos de Lewis para mostrar electrones de valencia

Se pueden dibujar estructuras de puntos de Lewis para mostrar los electrones de valencia que rodean a un átomo. Este tipo de estructura de puntos de Lewis está representado por un símbolo atómico y una serie de puntos. Vea los siguientes ejemplos sobre cómo dibujar estructuras de puntos de Lewis para átomos comunes involucrados en enlaces covalentes.

Ejemplo 1. Dibuje la estructura de puntos de Lewis para el átomo de hidrógeno.

Dado que el hidrógeno está en el Grupo I, tiene un (1) electrón de valencia en su capa.

Ejemplo 2. Dibuje la estructura de puntos de Lewis para el átomo de Florine.

Dado que el flúor está en el período 2, puede caber un máximo de ocho (8) electrones en el segundo nivel de energía. Flúor Grupo VII, lo que significa que tiene un total de siete (7) electrones de valencia alrededor del átomo.

Ejemplo 3. Dibuje la estructura de puntos de Lewis para el oxígeno.

Dado que el oxígeno está en el período 2, puede caber un máximo de ocho (8) electrones en el segundo nivel de energía. Grupo de oxígeno VI, lo que significa que tiene un total de seis (6) electrones de valencia alrededor del átomo.

Ejemplo A. Determine el número total de electrones de valencia para C

Ejemplo B. Determine el número total de electrones de valencia para H2O

  • El hidrógeno, Grupo I, tiene 1 electrón x 2 = 2
  • El oxígeno, Grupo VI, tiene 6 electrones x 1 = 6
  • Electrones de valencia totales en agua = 8

Ejemplo C.Determinar el número total de electrones de valencia para MgBr2

  • El magnesio, Grupo 2, tiene 2 electrones x 1 = 2
  • El bromo, Grupo 7, tiene 7 electrones x 2 = 14
  • Cantidad total de electrones de valencia en MgBr2 = 16

Red covalente sólida

Sólidos de la red covalente incluyen cristales de diamante, silicio, algunos otros no metales y algunos compuestos covalentes como el dióxido de silicio (arena) y el carburo de silicio (carborundo, el abrasivo del papel de lija). Muchos minerales tienen redes de enlaces covalentes. Los átomos de estos sólidos se mantienen unidos por una red de enlaces covalentes, como se muestra en la Figura 5. Para romper o fundir una red covalente sólida, los enlaces covalentes deben romperse. Debido a que los enlaces covalentes son relativamente fuertes, los sólidos de la red covalente se caracterizan típicamente por dureza, resistencia y altos puntos de fusión. Por ejemplo, el diamante es una de las sustancias más duras conocidas y se funde por encima de los 3500 ° C.

Figura 5. Un cristal covalente contiene una red tridimensional de enlaces covalentes, como lo ilustran las estructuras de diamante, dióxido de silicio, carburo de silicio y grafito. El grafito es un ejemplo excepcional, compuesto por láminas planas de cristales covalentes que se mantienen unidos en capas por fuerzas no covalentes. A diferencia de los sólidos covalentes típicos, el grafito es muy blando y conductor de electricidad.


Uso de cargos formales para distinguir entre estructuras de Lewis

Como ejemplo de cómo se pueden usar las cargas formales para determinar la estructura de Lewis más estable para una sustancia, podemos comparar dos posibles estructuras para el CO2. Ambas estructuras se ajustan a las reglas de las estructuras de electrones de Lewis.

1. C es menos electronegativo que O, por lo que es el átomo central.

2. C tiene 4 electrones de valencia y cada O tiene 6 electrones de valencia, para un total de 16 electrones de valencia.

3. Colocando un par de electrones entre el C y cada O da O – C – O, con 12 electrones sobrantes.

4. Al dividir los electrones restantes entre los átomos de O se obtienen tres pares solitarios en cada átomo:

Esta estructura tiene un octeto de electrones alrededor de cada átomo de O, pero solo 4 electrones alrededor del átomo de C.

5. No quedan electrones para el átomo central.

6. Para dar al átomo de carbono un octeto de electrones, podemos convertir dos de los pares solitarios de los átomos de oxígeno en pares de electrones enlazados. Sin embargo, hay dos formas de hacerlo. Podemos tomar un par de electrones de cada oxígeno para formar una estructura simétrica o tomar ambos pares de electrones de un solo átomo de oxígeno para dar una estructura asimétrica:

Ambas estructuras de electrones de Lewis dan a los tres átomos un octeto. ¿Cómo decidimos entre estas dos posibilidades? Las cargas formales de las dos estructuras de electrones de Lewis del CO2 son como sigue:

Ambas estructuras de Lewis tienen una carga formal neta de cero, pero la estructura de la derecha tiene una carga +1 en el átomo más electronegativo (O). Por lo tanto, se predice que la estructura simétrica de Lewis de la izquierda será más estable y, de hecho, es la estructura observada experimentalmente. Sin embargo, recuerde que los cargos formales no representan las cargas reales de los átomos en una molécula o ión. Se utilizan simplemente como método de contabilidad para predecir la estructura de Lewis más estable de un compuesto.

Tenga en cuenta el patrón

La estructura de Lewis con el conjunto de cargas formales más cercano a cero suele ser la más estable.

Ejemplo 6

El ion tiocianato (SCN -), que se utiliza en la impresión y como inhibidor de la corrosión contra gases ácidos, tiene al menos dos posibles estructuras de electrones de Lewis. Dibuje dos estructuras posibles, asigne cargas formales a todos los átomos en ambos y decida cuál es la disposición preferida de electrones.

Dado: especies quimicas

Pedido: Estructuras de electrones de Lewis, cargas formales y disposición preferida

A Utilice el procedimiento paso a paso para escribir dos estructuras de electrones de Lewis plausibles para SCN -.

B Calcule la carga formal de cada átomo usando la ecuación 8.11.

C Predecir qué estructura se prefiere en función de la carga formal de cada átomo y su electronegatividad en relación con los demás átomos presentes.

A Las posibles estructuras de Lewis para el ión SCN son las siguientes:

B Debemos calcular las cargas formales de cada átomo para identificar la estructura más estable. Si comenzamos con el carbono, notamos que el átomo de carbono en cada una de estas estructuras comparte cuatro pares de enlaces, el número de enlaces típico del carbono, por lo que tiene una carga formal de cero. Continuando con el azufre, observamos que en (a) el átomo de azufre comparte un par de enlaces y tiene tres pares solitarios y tiene un total de seis electrones de valencia. La carga formal en el átomo de azufre es, por tanto, 6 - (6 + 2 2) = - 1. En (b), el átomo de azufre tiene dos pares de enlaces y dos pares solitarios, lo que le da una carga formal de cero. En (c), el azufre tiene una carga formal de +1. Completando nuestros cálculos con nitrógeno, en (a) el átomo de nitrógeno tiene tres pares de enlaces, lo que le da una carga formal de cero. En (b), el átomo de nitrógeno tiene dos pares solitarios y comparte dos pares de enlaces, lo que le da una carga formal de 5 - (4 + 4 2) = - 1. En (c), el nitrógeno tiene una carga formal de -2.

C ¿Qué estructura se prefiere? Se prefiere la estructura (b) porque la carga negativa está en el átomo más electronegativo (N), y tiene cargas formales más bajas en cada átomo en comparación con la estructura (c): 0, -1 versus +1, -2.

Las sales que contienen el ion fulminato (CNO -) se utilizan en detonadores explosivos. Dibuje tres estructuras de electrones de Lewis para CNO y use cargas formales para predecir cuál es más estable. (Nota: N es el átomo central).

Se prevé que la segunda estructura sea más estable.


¿Cómo se dibujan las estructuras de Lewis para compuestos covalentes?

De manera similar, ¿cuál es la estructura de Lewis para h2o? El esqueleto estructura es H-O-H. O tiene 6 electrones de valencia y cada H tiene uno. Debe disponer 8 electrones en pares para que O tenga 8 y cada H tenga dos electrones en su capa de valencia. Tienes ocho electrones de valencia en tu prueba estructura, por lo que tiene el número correcto de electrones.

De manera similar, puede preguntar, ¿puede dibujar estructuras de Lewis para compuestos iónicos?

Estructuras de puntos iónicos de Lewis. En un iónico vínculo, uno El átomo pierde todos sus electrones externos (dejando atrás una capa interna llena) mientras que otro átomo gana electrones para llenar su capa de valencia. Cuándo dibujas un ion, no olvides [] y una carga. Mira, el metal no tiene electrones de valencia y el no metal está lleno.

¿Cuál es la estructura de Lewis para el CO?

Dibujando el Estructura de Lewis para CO El Estructura de Lewis para CO tiene 10 electrones de valencia. Para el Estructura de CO Lewis Necesitará un triple enlace entre los átomos de carbono y oxígeno para satisfacer los octetos de cada átomo mientras sigue utilizando los 10 electrones de valencia disponibles para el CO molécula.


¿Qué pasos debe seguir siempre al escribir estructuras de Lewis para enlaces covalentes?

1. Escribe la estructura esquelética correcta de la molécula. (El elemento más metálico es generalmente halógenos centrales e hidrógeno y generalmente las moléculas terminales tienden a ser simétricas). 2. Calcule el número total de electrones de valencia (para iones, ¡no olvide sumar / restar electrones!) 3. Coloque un par de electrones entre cada par de átomos enlazados para formar enlaces simples. Agregue los electrones restantes en pares para completar los octetos de todos los átomos, dúo si es hidrógeno (complete primero los octetos de los átomos terminales, dejando los átomos centrales para el último si el átomo central tiene menos de 8 electrones, mueva uno o más pares en un par de enlace para formar enlaces múltiples)

Razón explicada

1. Escribe la estructura esquelética correcta de la molécula. (El elemento más metálico es generalmente halógenos centrales e hidrógeno y generalmente las moléculas terminales tienden a ser simétricas). 2. Calcule el número total de electrones de valencia (para iones, ¡no olvide sumar / restar electrones!) 3. Coloque un par de electrones entre cada par de átomos enlazados para formar enlaces simples. Agregue los electrones restantes en pares para completar los octetos de todos los átomos, dúo si es hidrógeno (complete primero los octetos de los átomos terminales, dejando los átomos centrales para el último si el átomo central tiene menos de 8 electrones, mueva uno o más pares en un par de enlace para formar enlaces múltiples) es correcta para ¿Qué pasos debe seguir siempre al escribir estructuras de Lewis para enlaces covalentes?


Enlaces covalentes y diagramas de Lewis de moléculas simples

El ejemplo más simple a considerar es el hidrógeno (H), que es el elemento más pequeño de la tabla periódica con un protón y un electrón. El hidrógeno puede estabilizarse si alcanza un nivel de valencia completo como el gas noble más cercano a él en la tabla periódica, el helio (He). Estas son excepciones a la regla del octeto porque solo requieren 2 electrones para tener un nivel de valencia completo.

Dos átomos de H pueden unirse y Cuota cada uno de sus electrones para crear un & # 8216 enlace covalente & # 8217. Se puede pensar que el par compartido de electrones pertenece a cualquiera de los átomos y, por lo tanto, cada átomo tiene ahora dos electrones en su nivel de valencia, como He. La molécula resultante es H2y es la molécula más abundante del universo.

Estructura de Lewis del hidrógeno diatómicoEste es el proceso a través del cual el H2 se forma la molécula. Dos átomos de H, cada uno de los cuales aporta un electrón, comparten un par de electrones. Esto se conoce como & # 8216single covalente enlace & # 8217. Observe cómo los dos electrones se pueden encontrar en una región del espacio entre los dos núcleos atómicos.

El formalismo de Lewis utilizado para la H2 molecule is H:H or H—H. The former, known as a ‘Lewis dot diagram,’ indicates a pair of shared electrons between the atomic symbols, while the latter, known as a ‘Lewis structure,’ uses a dash to indicate the pair of shared electrons that form a covalent bond. More complicated molecules are depicted this way as well.

Lewis dot dragram for methaneMethane, with molecular formula CH4, is shown. The electrons are color-coded to indicate which atoms they belonged to before the covalent bonds formed, with red representing hydrogen and blue representing carbon. Four covalent bonds are formed so that C has an octet of valence electrons, and each H has two valence electrons—one from the carbon atom and one from one of the hydrogen atoms.

Now consider the case of fluorine (F), which is found in group VII (or 17) of the periodic table. It therefore has 7 valence electrons and only needs 1 more in order to have an octet. One way that this can happen is if two F atoms make a bond, in which each atom provides one electron that can be shared between the two atoms. The resulting molecule that is formed is F2, and its Lewis structure is F—F.

Achieving an octet of valence electronsTwo fluorine atoms are able to share an electron pair, which becomes a covalent bond. Notice that only the outer (valence level) electrons are involved, and that in each F atom, 6 valence electrons do not participate in bonding. These are ‘lone pairs’ of electrons.

After a bond has formed, each F atom has 6 electrons in its valence level which are not used to form a bond. These non-bonding valence electrons are called ‘lone pairs’ of electrons and should siempre be indicated in Lewis diagrams.

Lewis structure of acetic acidAcetic acid, CH3COOH, can be written out with dots indicating the shared electrons, or, preferably, with dashes representing covalent bonds. Notice the lone pairs of electrons on the oxygen atoms are still shown. The methyl group carbon atom has six valence electrons from its bonds to the hydrogen atoms because carbon is more electronegative than hydrogen. Also, one electron is gained from its bond with the other carbon atom because the electron pair in the C−C bond is split equally.


Lewis Dot Structures and Covalent Bonding

Compare and contrast different bond types that result in the formation of molecules and compounds.

Explain why compounds are composed of integer ratios of elements.

Compare the electron configurations for the first twenty elements of the periodic table.

Relate the position of an element on the periodic table to its electron configuration and compare its reactivity to the reactivity of other elements in the table.

Explain how atoms combine to form compounds through both ionic and covalent bonding.

Predict chemical formulas based on the number of valence electrons.

Draw Lewis dot structures for simple molecules and ionic compounds.

Predict the chemical formulas for simple ionic and molecular compounds.

Use the mole concept to determine number of particles and molar mass for elements and compounds.

Determine percent compositions, empirical formulas, and molecular formulas.

Distinguish among the isotopic forms of elements.

Explain the probabilistic nature of radioactive decay based on subatomic rearrangement in the atomic nucleus.

Explain how light is absorbed or emitted by electron orbital transitions.

Objectives

In this lesson, students will learn how atoms bond with one another by sharing their electrons to form a covalent bond. They will explore examples of covalent molecules by constructing Lewis dot structures, which show how the valence electrons are shared within the molecules. Students will:

be able to identify which molecules are covalent (nonmetal with nonmetal for this lesson).

draw Lewis dot structures and electron dot structures for a given covalent molecule.

determine when molecules will form single, double, or triple bonds.

identify the number of valence electrons on given atoms.

apply the octet rule to Lewis dot structures.

Essential Questions

Vocabulario

Intermolecular Forces: Forces of attraction between molecules.

Hydrocarbon: A covalently bonded molecule primarily made from hydrogen and carbon atoms.

Covalent Bond: A chemical bond that involves atoms sharing their valence electrons.

Valence Electrons: Electrons in the outermost shell that participate with the chemical bonding.

Lone Electron Pairs: Valence electrons that are not shared in a covalent bond.

Lewis Dot Structures (electron dot diagrams): Diagrams that show electrons, bonding, and lone pairs of electrons.

Molecule: Two or more atoms held together by covalent bonds.

Diatomic Molecule: A molecule made up of two atoms covalently bonded

Valence Shell: The outer electron shell of any atom.

Ionization Energy: The amount of energy required to remove an electron from a specific atom.

Octet Rule: States that most atoms tend to combine so that they each have eight electrons in their valence shells.

Duration

Prerequisite Skills

Materiales

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Related Materials & Resources

The possible inclusion of commercial websites below is not an implied endorsement of their products, which are not free, and are not required for this lesson plan.

Formative Assessment

Through group discussions and handouts, assess students&rsquo application of valence electron participation in bonding in order to evaluate their understanding of ionic bonding.

Have students work on the Covalent Lewis Dot Structures worksheet in class so that you can answer questions and look at student responses.

Assess this objective by observing students participating during the guided instruction. Call on individual students and have them draw the structures on the board.

Suggested Instructional Supports

Students will be introduced to the lesson&rsquos material through a demonstration involving a covalent molecule, after which they will learn to draw Lewis dot structures for covalent molecules.

Students&rsquo interest will be generated through a demonstration that asks students to examine a candle burning. They are introduced to covalent molecules and bonding as they examine the structural differences between butane and paraffin.

During this lesson students will practice drawing Lewis dot structures together during the guided instruction segment. Students will then practice drawing Lewis dot structures on their own.

Students will have practice drawing covalent Lewis dot structures during the guided instruction. They will revisit this material as they individually work through other examples on the Covalent Bonding Lewis Dot Structures worksheet.

Students will express what they have learned on the Covalent Bonding Lewis Dot Structures worksheet and during question/answer portions of the guided instruction.

The lesson asks students to follow a sequence of steps in forming Lewis dot structures that can be repeated each time they model a covalent bond, providing an approach that all students can follow. There are also extensions provided to meet the needs of a variety of learning styles.

The order of the lesson fosters independent application of the fundamentals behind the guided instruction. Students are guided through drawing structures of covalent molecules and then they will apply their knowledge to a practice worksheet.

Instructional Procedures

Distribute copies of the Steps for Drawing Lewis Dot Structures handout (S-C-4-1_Steps for Drawing Lewis Dot Structures.docx). Explain that, &ldquoA molecule is a neutral group of atoms held together by covalent bonds. Most of the substances we encounter every day, such as water, sugar, and carbon dioxide, are held together by covalent bonds between their atoms. In order to show how covalent bonding occurs we will draw Lewis dot structures. Lewis dot structures are two-dimensional models that we can draw to represent the bonds between atoms in molecules. There are a few rules to keep in mind when drawing these structures.&rdquo Explain the steps for creating Lewis dot structures, using the handout and the Periodic table.

Valence Electrons

&ldquoTo make the molecule symmetrical, the carbon atom needs to be in the center, flanked on all sides by hydrogen. Each carbon atom has four valence electrons. Draw each electron as a dot around the carbon atom, like this.&rdquo Draw the following on the board:

&ldquoEach hydrogen atom has one valence electron. Draw these by the hydrogen atoms.&rdquo Draw the following on the board.

Explain that, &ldquoIf you count the number of electrons shown in the valence shell of the carbon atom, there are eight. That is considered a full valence shell. Other atoms that do not have eight valence electrons will form bonds to achieve this full valence shell. This is called the &lsquooctet rule.&rsquo Hydrogen is an exception to the octet rule, as it needs to have two valence electrons instead of eight to have a full outer shell. When atoms obtain a full shell of valence electrons their stability increases.&rdquo

&ldquoIf you count the total number of electrons in the molecule, there are eight, which matches the total we calculated in the table above. Notice that the hydrogen and carbons atoms are SHARING the electrons in order to achieve a full outer shell of electrons. Let&rsquos try another one.&rdquo

CCl4 (carbon tetrachloride)

Valence Electrons

&ldquoDraw the carbon atom with its four valence electrons. Draw the four chlorine atoms around the carbon atom with each of their seven electrons, like this&rdquo (draw the following on the board):

&ldquoCount the total electrons in the molecule, there are 32, which matches the total in our table. Each atom in the molecule also has eight electrons around it. They achieve this stability by sharing their electrons. Meaning, you will count electrons for BOTH carbon and chlorine. The electrons that are being shared can also be written as a single line, or bond. One line represents one single bond. CCl4 can be written like this.&rdquo Draw the following on the board:

&ldquoIn addition to Lewis dot structures, molecules can also be drawn using &lsquoline-bond structures,&rsquo in which covalent bonds between two electrons are shown as lines joining the two atoms. In this line-bond structure of carbon tetrachloride, the lone pairs of electrons on the four chlorine atoms are not shown but they are understood to be there.&rdquo

Valence Electrons

&ldquoWhich atom is the central atom in this case? Ask yourself, how can I set the structure up so that is looks the most symmetrical? The two carbon atoms will serve as the backbone. Now draw the valence electrons around each atom.&rdquo Begin drawing the model shown below as you guide students.

&ldquoJust as you did in the last examples, count the total number of electrons. It needs to be 14. Look at each carbon atom individually. There needs to be eight electrons around each atom. Look at each hydrogen atom individually. There needs to be two electrons around each atom. Notice how each atom achieves the octet rule, but the total number of electrons stays low. This is only achieved through SHARING the electrons. Replace each electron pair of with a single line to show a bond.&rdquo

Valence Electrons

Instruct students to follow the same steps they have been, in terms of deciding which atom will be the central atom. In this case, the central atom will be oxygen flanked by two hydrogen atoms, because that makes the molecule symmetrical:

http://users.humboldt.edu/rpaselk/ChemSupp/LewisStructures/H2O.gif Instruct students the substitute the electron pairs in between oxygen and hydrogen for single bonds. This can be shown as:

&ldquoNotice that there are two electron pairs around oxygen that are not shared with hydrogen. These are called &lsquolone electron pairs.&rsquo&rdquo

Valence Electrons

&ldquoIf each of the three atoms were to have eight electrons, that would be 24 electrons total. You only have 16 electrons to work with, so it is clear that some electrons will have to be shared. However, more electrons will have to be shared between the atoms than were in the previous examples. Start by making carbon the central atom, flanked by two oxygen atoms to make the molecule symmetrical. Then, add the valence electrons.&rdquo Draw the following on the board:

&ldquoLooking at this structure, you can see that there are 16 electrons represented, which matches the total from the table. However, carbon is electron deficient. The only way for all three atoms to satisfy the octet rule, is to share MORE electrons and form double bonds.&rdquo Change your drawing to look as follows:

&ldquoJust as you did before, change the electron pairs in between oxygen and carbon to lines to represent the bonds. Notice there will be two lines on the left and two lines on the right. These are called &lsquodouble bonds.&rsquo Atoms can form triple bonds as well.&rdquo Draw the following:

&ldquoAll of the examples we have done in this lesson involve atoms that need to share their electrons in order to satisfy the octet rule. When atoms share their electrons, it is called a &lsquocovalent bond.&rsquo&rdquo

Valence Electrons

&ldquoAll molecules are made up of at least two covalently bonded atoms. &lsquoDiatomic molecules&rsquo are the simplest molecules, made up of two atoms bonded together. &lsquoDiatomic elements,&rsquo such as fluorine, oxygen, nitrogen, and hydrogen, are found in nature as diatomic molecules composed of two atoms of the element. In this example, the two fluorine atoms each have 7 valence electrons. They bond to share one pair of electrons for a total of 14 valence electrons.&rdquo

Distribute to students copies of the Covalent Bonding Lewis Dot Structures Worksheets (S-C-4-1_Covalent Lewis Dot Structures.doc) and have students finish them in class. This worksheet can also be assigned as homework and handed in the next day. Refer to the answer key as necessary (S-C-4-1_Covalent Lewis Dot Structures KEY.doc).

Display or hand out to students copies of the Bohr model of neon (S-C-4-1_Bohr Model-Valence Electrons.doc). Say, &ldquoIn 1913, Niels Bohr suggested that electrons travel around the nucleus in specific paths. The paths are located in levels at certain distances from the nucleus. Electrons can jump from one level to another. The Bohr model below shows the electrons in a neon atom. How many valence electrons does neon have in its valence shell?&rdquo (8) &ldquoIs neon very likely to bond with other atoms? Why or why not?&rdquo (No, because its valence shell is full. You can also tell because it is a noble gas on the Periodic table.)

Students who learn best kinesthetically, or need extra practice with the standards, can experience covalent bonding through role playing. You can assign students specific nonmetals and give them each a blank index card. Have them use the periodic table to determine how many valence electrons each atom has, and write it on the index card. Have them move around, looking at one another&rsquos index cards in order to determine which atoms they can bond with.

You may choose to discuss electronegativity. Atoms with similar electronegativities will form covalent bonds, either polar or nonpolar. Atoms with very different electronegativities will form ionic bonds, because the electrons are so delocalized.

Resonance structures are something that you may discuss if you feel that students need to go beyond the content in this lesson. Some molecules or polyatomic ions have multiple structures, called resonance structures, because they resonate in between them. It is important to note that the molecules do not actually switch from one structure to the next but it is helpful for chemists to write them out as if they do. In actuality, they exist as all three (in the example below) at once. The polyatomic nitrate ion (NO3-) is shown below:


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