1. CONCEPTOS BÁSICOS DE ESTRUCTURA ATÓMICA MOLECULAR

Unidad 1

1. CONCEPTOS BÁSICOS DE ESTRUCTURA ATÓMICA MOLECULAR

1. ENLACE COVALENTE
Las reacciones entre dos NO METALES producen enlace covalente. Este tipo de enlace se forma cuando la diferencia de electronegatividad no es suficientemente grande como para que se efectúe transferencia de electrones, entonces los átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital denominado orbital molecular.
Veamos , por ejemplo la reacción entre dos átomos de hidrógeno para formar la molécula diatómica de hidrógeno: cada átomo de hidrógeno aislado tiene la siguiente configuración electrónica:

ENLACE IÓNICO.
En este enlace uno de los átomos toma un electrón de la capa de valencia del otro, quedando el primero con carga negativa por el electrón adicional y el segundo con carga positiva al perderlo; el enlace se debe a una ley de la física ampliamente conocida: los polos opuestos se atraen. Cuando un átomo o molécula tiene carga eléctrica se le conoce como ión, de aquí el nombre.



ENLACE COVALENTE COORDINADO.

Otro tipo de reacción es la transposición, donde se redistribuyen los átomos existentes para formar un isómero de la substancia original. Esta puede ocurrir en cualquier molécula sin importar el tipo de enlace y el número de enlaces que cambian de lugar siempre es par.


EJEMPLOS:





ENLACES POLARES Y NO-POLARES
En realidad, hay dos sub-tipos de enlaces covalentes. La molécula H2 es un buen ejemplo del primer tipo de enlace covalente: el enlace no polar. Ya que ambos átomos en la molécula H2 tienen una igual atracción (o afinidad) hacia los electrones, los electrones que se enlazan son igualmente compartidos por los dos átomos, y se forma un enlace covalente no polar. Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un enlace no polar . Los enlaces O-O y C-H son no polares.
FÓRMULA DE LEWIS

Las sustancias pueden representarse por su fórmula electrónica conocida como Fórmula de Lewis. Por ejemplo, en el caso del cloruro de sodio es:
Na+ [ ]- Donde el símbolo Na+ representa al átomo de sodio con las capas de electrones completas pero que ha perdido 1 electrón. Del mismo modo, el símbolo Cl- representa el anión cloruro, que ha ganado un electrón. Para este último se dibujan los 7 electrones de su última capa, con un punto, y el electrón capturado del sodio, con una x. De esta manera ambos iones tienen completo su octete, lo que implica estabilidad.
Otro ejemplo es la molécula de dióxido de azufre que se representa así:
Donde los puntos representan los electrones de la última capa del O, y las x representan los correspondientes al S. De esta manera ambos átomos tienen completo su octete.Los electrones se dibujan de a pares para indicar que están “apareados, lo cual implica mayor “estabilidad”.






























EJERCICIOS.

Escribe las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos, e indica qué átomos presentan cargas formales en los compuestos que sea necesario:


Solución 2.1





2. Coloca las cargas que sean necesarias en las siguientes estructuras:


Solución 2.2
Debes contar los electrones que posee "en propiedad" cada átomo, es decir, la suma de los electrones no compartidos más la mitad de los compartidos. Si el resultado coincide con el número de electrones de valencia que le corresponden al átomo, éste será neutro. En caso contrario el átomo será positivo o negativo en el número de electrones que falten o excedan, respectivamente, respecto de los electrones de valencia que le correspondan por su lugar en el Sistema Periódico.
Los 4C tienen cada uno 8e compartidos, 4e en propiedad, son neutros. El N tiene 8e compartidos, 4e en propiedad, le falta 1e.
El C tiene 2e no compartidos, 6 compartidos, 5 en propiedad, 1e en exceso
El N tiene 2e no compartidos, 4e compartidos, 4 en propiedad, le falta 1e
Tanto el B como el N tienen 8e compartidos, 4e en propiedad. El B tiene 1e en exceso y el N tiene 1e en defecto.
Los 4C tienen cada uno 8e compartidos, 4e en propiedad, son neutros. El O tiene 2e no compartidos, 6 compartidos, 5 en propiedad, le falta 1e.
El C tiene 8e compartidos, 4e en propiedad, es neutro. El O tiene 4e no comapertidos, 4 compartidos, 6 en propiedad, es neutro.
El C tiene 8e compartidos, 4e en propiedad, es neutro. El O tiene 2e no compartidos, 6 compartidos, 5 en propiedad, le falta 1e.
El C tiene 8e compartidos, 4e en propiedad, es neutro. El N tiene 2e no compartidos, 4 compartidos, 4 en propiedad, le falta 1e.
El C tiene 8e compartidos, 4e en propiedad, es neutro. El N tiene 2e no compartidos, 6 compartidos, 5 en propiedad, es neutro.
El C tiene 8e compartidos, 4e en propiedad, es neutro. El N tiene 8e compartidos, 4e en propiedad, le falta 1e.
Los 2C tienen cada uno 8e compartidos, 4e en propiedad, son neutros. El O tiene 4e no compartidos, 4 compartidos, 6 en propiedad, es neutro.
Los 2C tienen cada uno 8e compartidos, 4e en propiedad, son neutros. El N tiene 4e no compartidos, 4 compartidos, 6 en propiedad, tiene 1e en exceso.
Los 2C tienen cada uno 8e compartidos, 4e en propiedad, son neutros. El S tiene 4e no compartidos, 4 compartidos, 6 en propiedad, es neutro.
El N no terminal tiene 2e no compartidos, 6e compartidos, 5 en propiedad, es neutro. El N terminal tiene 2e no compartidos, 4e compartidos, 4e en propiedad, le falta 1e.
Los 3C de la izquierda tienen cada uno 8e compartidos, 4e en propiedad, son neutros. El C de la derecha tiene 6e compartidos, 3e en propiedad, le falta 1e. El P tiene 2e no compartidos y 8e compartidos (¿por qué viola la regla del octete?), 6e en propiedad, tiene 1e en exceso.








1. Representa las estructuras resonantes que contribuyen al híbrido de resonancia de las siguientes especies:


Solución 3.1
Esta fórmula puede responder al menos a dos estructuras isómeras:
Una de las estructuras isómeras posibles es la siguiente:

2. Dadas las siguientes especies, di cuáles tienen electrones deslocalizados:

Solución 3.2

La manera de comprobarlo es escribiendo, si se puede, formas resonantes cuya contribución al híbrido de resonancia sea razonable: