Enlaces Químicos - Teoria

8/20/2019 Enlaces Químicos - Teoria

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Enlaces Químicos

Actividad Introductoria:

En tu entorno te encuentras cotidianamente con una diversidad de sustancias de uso común, por ejemplo la sal de mesael azúcar y el agua. Ellas como toda sustancia química, tienen propiedades específicas que son determinadas por el tipode enlace químico entre sus átomos.

Los enlaces químicos entre los átomos originan una gran diversidad de compuestos que se encuentran en la naturaleza.

Identifica la presencia de cinco compuestos químicos inorgánicos presentes en tu vida cotidiana y construye una matriz:

Compuestos QuímicosNombre Fórmula Clasificación Usos Efectos

Preguntas Guías:De forma individual contesta las siguientes preguntas guías con respecto a los enlaces químicos:


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Enlace Químico

La mayoría de los metales se adhieren a los imanes, lo mismo que los globos a la pared, después de ser frotados con ecabello. En ambos casos operan fuerzas de atracción o repulsión, en virtud de las cuales los polos opuestos se atraen y,los semejantes se rechazan. Las relaciones sociales también traen consigo, análogamente, procesos de atracción yrepulsión que en muchos casos concuerdan con la descripción del comportamiento de los átomos. Continuando con laanalogía, las sustancias forman lazos y los rompen, como resultado de atracciones eléctricas, tal como lo hacemosnosotros en nuestro entorno social. Hasta ahora hemos considerado a los átomos como corpúsculos aislados, perorealmente, en su gran mayoría, se encuentran unidos con otros átomos de la misma especie, formando las moléculas desustancias llamadas elementos, o con otros de distinta especie, formando moléculas de compuestos. Las fuerzas deatracción que mantienen unidos a los átomos para formar moléculas reciben el nombre de enlaces químicos. Estasfuerzas son de carácter eléctrico y en ellas intervienen, para los elementos representativos, los electrones periféricos queforman los orbitales s y p; para los de transición, también los electrones de los orbitales d ; y para los de transicióninterna, los de los orbitales f . A estos electrones se les llama electrones de valencia.

La valencia, en términos generales, se describe como la potencia o capacidad de un elemento para combinarse con otroEjemplo: el átomo utilizado es el hidrógeno que pueden combinarse con un átomo de ese elemento. Así, por ejemplo, eátomo de cloro en HCl es univalente, mientras que el de oxígeno en H2O es divalente. El magnesio en MgO es divalenteporque se combina con un átomo de oxígeno. Más directamente, el Mg se puede combinar con el H, formando el hidrurode magnesio MgH2, por lo que exhibe el carácter divalente. Mientras algunos elementos muestran sólo una valenciaotros elementos forman compuestos con dos o más valencias diferentes. El nitrógeno forma los óxidos: N2O, NO, N2O3,NO2 y N2O5, en los cuales el N varía su valencia de 1 a 5. La valencia de un elemento en un compuesto está designadacomo un número apropiado con respecto a la carga del elemento en el compuesto en equilibrio de cargas. Un concepto

más adecuado de valencia es aquél que la describe como la capacidad de combinación de un elemento en términos delas fuerzas que actúan para unir la combinación de átomos en un compuesto estable.

La valencia de un elemento no indica su naturaleza eléctrica o carga en un compuesto químico. Por conveniencia, paraindicar la naturaleza eléctrica de un átomo en un compuesto químico o en un ion, el término número de oxidación debeser definido. El número de oxidación de un elemento en una especie química, es la carga que un átomo muestra paracumplir las siguientes reglas:

1. Los átomos en su forma elemental tienen número de oxidación cero, por ejemplo: H2, P4, S8, F2, O2, H2, N2, etcétera.2. Los iones monoatómicos tienen un número de oxidación igual a la carga en el ion. El número de oxidación de Fe2+ es

+2, y el del O-2 es -2.3. En compuestos que contienen oxígeno, el número de oxidación del átomo de oxígeno es -2 excepto, en H2O2, y OF2

cuyos números de oxidación son -1 y +2, respectivamente.

4. En compuestos que contienen hidrógeno, el átomo de hidrógeno tiene un número de oxidación de +1, excepto enhidruros tales como el LiH y MgH2, cuyos números de oxidación es -1. Los números de oxidación del S en H2S, SO2 y(SO4)

-2 son -2, +4 y +6, respectivamente. Dos reglas adicionales permiten escribir la fórmula química de uncompuesto o de un ion poliatómico cuando el número de oxidación de sus átomos constituyentes son conocidos.

5. La suma de los números de oxidación positivo y negativo en un compuesto es cero.6. En un ion poliatómico, la suma algebraica de los números de oxidación positivo y negativo es igual a la carga del ion

Así, en el compuesto AlPO4, el aluminio, el fósforo y el oxígeno tienen número de oxidación +3, +5 y -2,respectivamente, y el ion fosfato (PO4) debe tener carga -3, debido a que el oxígeno (-2 x 4 = -8) y el P +5, entoncesel ion +5 + (-8) = -3.

Regla del octetoPara comprender la formación de los enlaces químicos, vamos a referirnos a la regla de los ocho o regla del octetoenunciada en 1916 por Walter Kossel y Gilbert N. Lewis, la cual establece que, al formarse un enlace químico, losátomos ganan, pierden o comparten electrones para lograr una estructura electrónica estable similar a la de un gas raroEsta regla se basa en el hecho de que todos los gases raros tienen ocho electrones en su nivel energético exterior.

La regla del octeto establece que, cuando se forma una unión química, los átomos ganan, pierden o compartenelectrones, de tal forma que la capa exterior o la capa de valencia (última órbita) de cada átomo contiene o tiende a tene8 electrones.

Una excepción a esta regla de los ocho la constituye el helio, cuyo nivel principal deenergía está completo con sólo dos electrones. Esta excepción origina la regla de losdos, según la cual: el primer nivel principal de energía completo también es unaconfiguración estable. Los átomos de helio y de hidrógeno en el estado combinado,obedecen esta regla.


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La estabilidad química de los gases raros se atribuye a su configuración electrónica que imparte estabilidad de unión. Laregla del octeto tiene algunas excepciones con los primeros dos octavos miembros de los periodos. Más allá, tanto denivel cuántico como la capa de valencia pueden contener más de 8 electrones, y cuando esto último ocurre, se dice quela capa de valencia está “expandida” para acomodar más de 8 electrones. Éste es un término insatisfactorio puesdurante la expansión usa los orbitales d . Generalmente, los metales forman cationes (+) al perder electrones y los nometales, aniones (-) al ganar electrones, con lo que en ambos casos adquieren una estructura estable de electrones devalencia. Los electrones de valencia (nivel más externo) son los que generan la actividad electrónica que se presenta enla formación de enlaces químicos. En la estructura de Lewis se presentan los electrones de valencia de un átomo, estoes, se representa el símbolo del elemento rodeado de puntos, para representar los electrones s y p del nivel más externo

Ejemplo:

Ejemplos de las excepciones a la regla de octeto del segundo periodo son BeCl2 y BCl3.

Existen 6 electrones de unión



Tercer periodo, tres de los siete átomos (Al, P y S) muestran excepciones, AIF3, PF5 y SF6.

La representación de la forma en que los electrones de la última capa o capa de valencia están distribuidos en unamolécula se logra gracias a la fórmulas o estructuras de Lewis. En este método, los electrones de valencia de cadaátomo están representados por puntos, cruces o círculos.

Es importante recordar que el uso de puntos y otros elementos para representar los electrones tiene un objetivo meramenteilustrativo, pues no existe actualmente diferencia alguna entre los electrones de los diferentes átomos, ya que todos ellos sonequivalentes. También debe notarse que el par de electrones es usualmente necesario para formar una unión, lo que esllamado el par de electrones de unión o unión covalente. Así, las estructuras pueden ser escritas con líneas que representan elpar de electrones de unión.

Estructuras de Lewis


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Con el objetivo de simplificar la escritura de estas estructuras, los electrones no involucrados en la unión, como los deloxígeno y el flúor en los ejemplos de arriba, en ocasiones se omiten. Otro ejemplo, considerando el ión sulfato de Lewisde acuerdo con la regla del octeto, es:

El ión sulfato de Lewis

En general, los átomos que tienen 1, 2 o 3 electrones de valencia tienden a perderlos para convertirse en iones con cargapositiva, como es el caso de los metales. Por otro lado, los átomos con 5, 6 o 7 electrones de valencia tienden a ganarelectrones y convertirse en iones con carga negativa. Muchos de los no metales caen en esta categoría. Estos no metalestambién pueden compartir sus electrones para obtener ocho electrones en su nivel de energía de valencia. Los elementos concuatro electrones de valencia, como por ejemplo el carbono, son los más aptos para compartir tal tipo de electrones.

Actividad de Aprendizaje:

Cuadro

Utilizando la tabla periódica complete el siguiente cuadro:

Elemento Símbolo Configuración ElectrónicaNumero de Electrones

de ValenciaRepresentación

de Lewis

Carbono C

Oxígeno O

Argón Ar

Aluminio Al

Yodo I

Litio Li

Estroncio Sr

Silicio Si

Fósforo P

Flúor F


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Enlace Químico

El enlace químico es la fuerza que se establece entre átomos o grupos de átomos y que es el responsablede que permanezcan unidos.

En la mayoría de los átomos, con excepción de los gases nobles, las fuerzas de atracción superan lasfuerzas repulsivas, dando lugar a la formación de un enlace.

Un conjunto de átomos se unen entre sí para transformarse en un sistema químico de mayor estabilidad(menor energía).

Los átomos se unen para conseguir la estructura de gas noble (compartiendo, cediendo o aceptandoelectrones) o sea hasta que el número total de electrones sea igual a ocho.

La mayoría de los átomos se combinan, sus niveles electrónicos más externos tienden a compartir, ganaro perder electrones hasta que el número total de electrones sea igual a ocho. Esto es así en un intento poaparear todos los electrones, ya que existe una regla que se llama la “Regla del Octeto”.

Los átomos interaccionan para modificar el número de electrones en sus niveles electrónicos externos enun intento de lograr una estructura electrónica similar a la de un gas noble.

Ejemplos para la regla del octeto:Configuración electrónica del sodio: 1s2 2s2 2p6 3s1

El sodio tiene un potencial de ionización bajo y puede perder fácilmente su electrón 3s.

1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 + 1e- Átomo de sodio Na° Ion sodio Na+

Otros elementos ganan electrones para llenar su último nivel hasta la configuración del gas noble:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 + 1e- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Átomo de cloro Cl° Ion cloruro Cl-

La estructura de Lewis consiste en la representación gráfica del símbolo del elemento con los electrones devalencia alrededor del símbolo, empleando puntos o asteriscos. El número de electrones de valencia de loselementos representativos es igual al grupo donde se encuentran.


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Formación de iones y enlace iónico

Existen compuestos que conducen la corriente eléctrica y aquellos que no la conducen. Estos compuestos se clasificanen iónicos y no iónicos. Esta diferencia se explica por la diferencia en la forma en que los electrones de valencia de losátomos se comportan cuando reaccionan para formar una unión química.

En los compuestos iónicos, la unión está formada por la completa transferencia de un electrón de la capa externa de unátomo con su gran tendencia a perder electrones y otro por ganarlos por su mayor afinidad hacia el electrón de la capade valencia del átomo para formar una unión química.

Ejemplo:NaClNa+1 pierde 1 electrón se convierte en ión positivo +1e-.Cl-1 gana 1 electrón → Cl- se convierte en un ión negativo menos 1e-.

Las cargas opuestas de los iones formados se combinan y se unen por fuerzaseléctricas.

Por dicha razón esta unión es llamada unión electrostática o unión electrovalente(unión iónica).

Característica del enlace iónico: Se forman iones Hay transferencia de electrones (uno pierde y otro gana) Se da entre un metal y un no metal La electronegatividad es mayor a 1.

Formación del enlace iónico.

Se ha encontrado experimentalmente que los compuestos químicos se pueden clasificar en dos grandes grupos:aquellos que conducen la energía eléctrica inmersos en una solución o estando fundidos, y aquellos que no lo hacenSegún la forma en que los electrones de valencia se comportan cuando éstos reaccionan para formar una unión químicalos compuestos se clasifican en iónicos y no iónicos.

En el caso de los compuestos iónicos, la unión está formada por la completa transferencia de un electrón de la capaexterna de un átomo con su gran tendencia a perder electrones, y otro para ganarlos por su mayor afinidad hacia elelectrón de la capa de valencia del átomo para formar una unión química. Así por ejemplo, en el NaCl, el sodio y el clorotenemos que el sodio pierde su electrón 3s1.

Estructura del cloruro de sodio


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Las cargas opuestas de los iones formados se combinan y se unen por fuerzas coulómbicas. Por esta razón este tipo deunión es llamada unión electrostática o unión electrovalente (en ocasiones le llaman unión iónica). El enlace iónico ocurrecuando hay transferencia completa de electrones de un átomo a otro. Un enlace iónico es la fuerza de atracción entrelos iones de carga opuesta que los mantiene unidos en un compuesto iónico. Estos iones de carga opuesta se formanpor la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro.

El átomo que pierde electrones se transforma en ion positivo o catión, y el que acepta se convierte en ion negativo oanión. El número de electrones perdidos o ganados determina la valencia o número de oxidación del elemento. Sconsideramos la configuración electrónica del cloro y sodio (cloruro de sodio).

Estos iones forman un enlace puesto que, como establece la ley electrostática, las partículas con carga diferente seatraen y las partículas con cargas iguales se repelen. Por esto el enlace iónico se llama también electrovalente.

Ejemplos:

Ejemplos de electrovalentes.

Esquema de Formación de un compuesto iónico:Diagrama de la formación del compuesto iónico fluoruro de aluminio, AlF3.

De acuerdo con los símbolos punto electrón, el aluminio tiene 3 electrones de valencia y el flúor tiene 7. El aluminio

pierde sus 3 electrones de valencia y cada átomo de flúor gana un electrón, para dar iones con configuraciones de gasnoble en el compuesto iónico AlF3.

Actividad de Aprendizaje:Escribe sobre la línea los iones que se formarían (símbolo y carga) en cada uno de los elementos ya sean que ganen opierdan electrones.

Aluminio __________

Azufre __________

Bario __________

Yodo __________

Rubidio __________

Bromo __________

Litio __________

Fósforo __________

Recordando la regla del octeto y utilizando el punteo de Lewis escribe la formación del enlace iónico para los siguientescompuestos.a) KCl b) CaO c) Al2O3


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Preguntas Literales

1. ¿En qué consiste el enlace iónico?2. ¿Qué es un catión?3. ¿Qué es un anión?4. En el compuesto Ga2S3, ¿cuál es el anión?5. ¿Qué son iones?6. ¿Qué es un compuesto iónico?7. Menciona 3 propiedades de los compuestos iónicos.

Desarrollo de Problemas

1. Utiliza la estructura de Lewis y determina la formación del enlace entre los siguientes pares de elementos:a) Li y Sb) H y O

c) Ca y Sd) C y O

e) K y If) Ca y Br

Taller

1. Los compuestos iónicos están formados por iones o grupos de iones:

2. ¿Cuáles de los siguientes pares de elementos es probable que formen un compuesto iónico?

a) Litio y cloro b) Oxígeno y cloro c) Potasio y oxígeno d) Sodio y neón e) Sodio y magnesio

3. Mediante el uso de los símbolos punto electrón, realiza el diagrama de formación de los siguientes compuestosiónicos:

a) KCl b) CaCl2 c) Na3N d) Li2S

4. Escribe la fórmula iónica correcta para los compuestos formados entre los siguientes iones:a) Na+ y O2- b) Al3+ y Br - c) Ba2+ y O2- d) Mg2+ y Cl- e) Al3+ y S2-

5. Escribe la fórmula correcta para los compuestos iónicos formados por lo siguiente:a) Sodio y azufre b) Potasio y nitrógeno c) Aluminio y yodo d) Litio y oxígeno


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Iones positivos y negativos que tienen la misma configuración electrónica que el gas noble más cercano:

En la tabla periódica, los iones positivos se forman a partir de metales y los iones negativos a partir de los nometales:


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Enlace covalente

El enlace covalente se forma cuando los átomos que se combinan comparten electrones. Los compuestos no iónicos, loscuales comprenden la mayoría de los compuestos orgánicos y muchos compuestos inorgánicos, se forman porquecomparten los electrones de valencia. La unión así lograda llama unión covalente. La unión covalente es cuando doselectrones, uno de cada átomo, se comparten en la misma magnitud por cada átomo, y no llegan a pertenecerexclusivamente a uno solo.

Los electrones son restringidos a la región entre los núcleos de los dos átomos, y se dice que son electrones localizadosLa energía de estabilización lograda en este tipo de unión es llamada energía de intercambio. El simple ejemplo de laformación de una unión covalente es:

En donde la x y el o denotan los electrones de los dos átomos de H. Esta ilustración es, por convenencia, sólo para el ejemplo,puesto que realmente los dos electrones son indistinguibles. Un segundo ejemplo sería:

Formación de un enlace covalente.

Se observa que en ambos casos, los electrones compartidos guían la realización de una configuración similar a un gasraro.

El hidrógeno (H) tiende a la configuración o estructura del helio (He) y el F a la del neón (Ne). La Teoría de la Unión, lacual asume que una unión estable se forma cuando ambos átomos pueden lograr la configuración de un gas raro, fuepropuesta por primera vez por G.N. Lewis. En los ejemplos anteriores, para la formación de la unión covalente el par deelectrones fue formado por la donación de un electrón de cada uno de los átomos involucrados en la unión. Otro tipo deunión covalente es posible cuando ambos electrones son donados sólo por uno de los átomos involucrados en la unión.Este tipo de unión es llamada dativa o covalente coordinada.

Generalmente el átomo que dona el par de electrones es aquel que tiene un par de electrones no compartidos en sucapa de valencia exterior. Así, en los compuestos de oxígeno y nitrógeno debía esperarse que formaran este tipo deunión. El átomo aceptor es aquel que se encuentra deficiente de electrones, y requiere de ellos para llegar a laconfiguración del gas raro. Especies de este tipo son el protón (H+), B y Al. Ejemplos de la formación de la unión dativa ocovalente coordinada son la reacción entre el protón con agua y la del amoniaco, para formar los iones hidronio yamonio, respectivamente:

Un método útil para indicar la formación de electrones en una unión covalente simple es usando una línea .


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Características de los diferentes tipos de enlace covalente

Enlace covalente no polar u homopolar

De acuerdo con esto, se tienen diferentes tipos de enlaces covalentes:

Podríamos llamar enlace covalente puro o no polar a aquel que se forma entre átomos de la misma especie, en dondelas cargas eléctricas negativas se encuentran simétricamente distribuidas.

Por ejemplo, en el enlace covalente entre dos átomos de hidrógeno, cada uno con un electrón, comparten un par paraformar una molécula de hidrógeno, que es más estable que los átomos de hidrógeno individuales.

Formación de una unión covalente.

El átomo de cloro, con siete electrones de valencia, cuando se une a otro átomo de cloro, comparte un par de electrones paraformar una molécula biatómica con un enlace covalente:

Átomo de cloro

Cada átomo de cloro necesita ocho electrones para alcanzar un octeto de electrones estable como el del gas argón. En

las moléculas de Cl2 y H2, hay un enlace covalente entre los átomos. En las fórmulas de Lewis de las moléculas, unenlace se representa ya sea como un par de electrones entre los átomos, o como una raya en vez del par electrónico.Ejemplo:

H — H (H2) o Cl — Cl (Cl2)

Este compartir de electrones no se limita a un solo par de ellos. Consideremos el átomo de nitrógeno con cinco electrones devalencia:

Molécula de nitrógeno.

En este arreglo, cada átomo tiene únicamente seis electrones de valencia


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En este arreglo, cada átomo tiene únicamente seis electrones de valencia en torno suyo, que no son suficientes para completael octeto deseado. Cada átomo tiene dos electrones no apareados, así que, para alcanzar más estabilidad, cada átomo denitrógeno forma dos enlaces covalentes más, hasta sumar un total de tres. La molécula de nitrógeno se representa mediantelas estructuras siguientes:

El oxígeno, el hidrógeno, el nitrógeno y todos los halógenos son los elementos químicos que forman moléculasbiatómicas, en las cuales la diferencia de electronegatividad es cero.

Enlace covalente polarEn este tipo de enlace, los átomos o elementos que forman la molécula o compuesto son de distinta especie y tienenelectronegatividad diferente, lo que hace que, en el espacio del átomo más electronegativo, haya una mayor densidadde cargas eléctricas negativas, y se forme un polo negativo, en contraste con el polo opuesto, que es positivo. Porejemplo, al formarse el cloruro de hidrógeno (HCl), la diferencia de electronegatividad es lo suficientemente grande paraque, del lado del cloro, se forme un polo parcialmente negativo (∂ -) y, en el lado del hidrógeno, otro polo parcialmente

positivo (∂+), ya que el cloro atrae con más fuerza a los electrones del enlace (el símbolo ∂ indica una separación parcialde cargas). Formación de dipolo ∂+ ∂-.

Formación del dipolo.

Enlace covalente coordinado o dativo

En este tipo de enlace, los átomos que se combinan comparten electrones, pero el par necesario para formar el enlacees proporcionado solamente por uno de ellos.

En general, el átomo que proporciona los electrones tiene un par no compartido en su nivel de valencia. Por ejemplo, enel caso del amoniaco (NH3) el átomo receptor es deficiente en electrones y carece de suficientes electrones de valenciapara alcanzar una configuración electrónica estable (octeto).

Amoníaco NH3.

Una vez formado el enlace, no se distingue de cualquier otro enlace covalente. Por ejemplo, un ion hidrógeno (H 1+

puede formar un enlace covalente coordinado con una molécula de amoniaco, mediante el traslape de su orbital con unorbital del átomo central nitrógeno que contiene el par de electrones no compartidos:


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Ión de Amonio.

Para representar la unión dativa o unión covalente coordinada se utiliza una → la cual parte del átomo del donador aátomo del aceptor. Así, el ión amonio puede escribirse:

Se debe tener en mente que esta representación es por conveniencia, y que realmente las cuatro uniones NH sonequivalentes. El origen del par de electrones no importa después de que la unión es formada. Algunos compuestos como

dímeros y polímeros existen debido a la formación de la unión dativa o unión covalente coordinada. Así el cloruro dealuminio existe en fase vapor como Al2Cl6 en la estructura de puente formada por el átomo de cloro, actuando como unátomo donador, mientras que el átomo de aluminio actúa como un átomo receptor:

El procedimiento sistemático siguiente te facilitará la escritura de fórmulas de puntos de estas estructuras más complejasen especial de las compuestas de cuatro o más átomos.

Pasos para escribir fórmulas de puntos de Lewis:1. Escribe el símbolo central de la estructura (si intervienen tres o más átomos) y distribuye los demás átomos alrededor

del átomo central. Los átomos centrales más comunes son, entre otros, los no metales (C, N, P, S y a veces, O, enH2O, CO2 y O3.

2. Calcula el número total de electrones de valencia, sumando los electrones de valencia de cada átomo de la moléculao ion.a) En el caso de un ion negativo, suma a este total un número de electrones igual a la carga negativa del ionb) En el caso de un ion positivo, resta de este total un número de electrones igual a la carga positiva del ion.

3. Une cada átomo al átomo central mediante un enlace sencillo (que represente un par de electrones).Distribuye los electrones restantes alrededor de todos los átomos, para completar un octeto de electrones en torno acada átomo, excepto el hidrógeno, que sólo puede tener dos electrones. (En las estructuras grandes que contienenhidrógeno, como H2SO4, los átomos de hidrógeno se enlazan al oxígeno, el cual, a su vez, se enlaza al átomocentral).

4. Si el número total de electrones disponibles es menor que el número necesario para completar un octeto, desplazalos pares de electrones (externos) no compartidos para formar uno o más dobles enlaces. (Hay un doble enlace en laestructura cuando hacen falta dos electrones; un faltante de cuatro electrones indica la presencia de dos doblesenlaces o de un triple enlace).


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EjemploVamos a realizar la representación punto electrón de Lewis del dióxido de carbono CO2, aplicando las reglas yadescritas.

El átomo de carbono tiene 4 electrones de valencia y, cada átomo de oxígeno, 6. Entonces, tenemos un total de 4 + (2 ×6) = 16 electrones de valencia. Primero debemos unir al átomo central cada uno de los dos átomos de oxígeno, medianteun enlace sencillo (un par de electrones):

Podemos distribuir los doce electrones restantes entre los dos átomos de oxígeno, para completar el octeto de electrones entorno a cada átomo de oxígeno.

Hemos utilizado los 16 electrones de valencia y cada átomo de oxígeno tiene un octeto, pero el átomo de carbono tiene 4

electrones y necesita 4 más para completar su octeto. Desplazando un par de electrones no compartidos de cadaoxígeno a cada enlace C—O, podemos formar dobles enlaces entre el carbono y el oxígeno, con lo cual se tiene unocteto de electrones para el carbono y también para el oxígeno:

Actividad de Aprendizaje:1. Escribe una fórmula de Lewis del ion fosfato, (PO3)

-3, aplicando el método de los cuatro pasos.

2. Distribuye los 3 átomos de oxígeno alrededor del fósforo, que es el átomo central.

Actividad:Construir en un cuadro comparativo entre los enlaces: iónico, covalente no polar y covalente polar.

Para la construcción del Diagrama considera los siguientes aspectos:a) El comportamiento de los electrones de valenciab) Tipo de elementos que lo formanc) La diferencia de electronegatividades entre los elementos que lo formand) Representación esquemática de los tres tipos de enlacee) Tipo de compuesto formadof) Propiedades físicas: Punto de ebullición, punto de fusión, solubilidad y conductividad eléctricag) Ejemplos (mínimo tres productos de uso cotidiano de cada uno)

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