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2 ENLACE QUIMICO. Parte 1 Teoría de Lewis
2 ENLACE QUIMICO. Parte 1 Teoría de Lewis
2 ENLACE QUIMICO. Parte 1 Teoría de Lewis
capa de valencia
b) O: El número atómico del oxígeno es 8; tiene 8 protones en su núcleo y 8 electrones en sus
orbitales: ↑↓ ↑ ↑
↑↓
8O (8e ): 1s 2s 2p ; 1s 2s 2px 2py 2pz ; El diagrama de cajas será:
– 2 2 4 2 2 2 1 1
capa de valencia
c) Al: El número atómico del aluminio es 13; tiene 13 protones en su núcleo y 13 electrones en
sus orbitales:
↑
13Al (13e– ): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1; 1s2 2s2 2p6 3s2 2px1; El diagrama de cajas será: ↑↓
capa de valencia
x x x x x
x
N x x
O x
Al x
x x x x
Arquitectura Molecular
Empleando modelos de "esferas y barras“:
Lineal: En la estructura del BeCl2 , el átomo del metal Be se ubica al medio
y los átomos de Cl a sus costados, conformando una sucesión lineal de los
tres átomos:
Plano triangular: la geometría del BF3 es trigonal plana porque los tres
átomos terminales están en los vértices de un triángulo equilátero
(imaginario), que es plano:
Plano cuadrada: Cuatro pares de electrones enlazantes, conforman la
geometría de un imaginario cuadrado en el plano.
El átomo central se localiza en el centro del cuadrado y los cuatro átomos
que se unen con él y se ubican en los vértices del cuadrado. Cada ángulo
de enlace alcanza 90º
Tetraedro Regular: Cuatro pares de electrones enlazantes, como en la
geometría del Cl4C, que es tetraédrica.
El átomo central (en este caso el C) se localiza en el centro del
tetraedro y los cuatro átomos de Cl se ubican en los vértices. Cada
ángulo de enlace es109.5°
Bipirámide trigonal: Geometría muy particular y también escasa. La
estructura de Lewis del PCl5 (en fase gaseosa) adopta esta geometría:
Enlace Enlace
Interatómico Intermolecular
• Los compuestos covalentes pueden ser sólidos, líquidos o gases, con bajos
puntos de fusión y ebullición; no son conductores de la electricidad.
Octeto de Lewis en enlaces covalentes
La explicación de Lewis para el enlace covalente considera las
siguientes hipótesis:
• Los átomos para conseguir 8 e– en su última capa, comparten
tantos electrones como le falten para completar su capa de
valencia (regla del octete).
• Cada pareja de e– compartidos forma un enlace.
• Se pueden formar enlaces
• sencillos,
• dobles y
• triples,
según las características que ofrezcan cada uno de los átomos.
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Enlace doble en molécula de O2
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