hace referencia a una serie de conceptos que nos explican como se unen los átomos para dar lugar a las moléculas

•¿Que fuerzas los mantienen unidos?.- Concepto: los enlaces químicos.

•¿Cómo están distribuidos los electrones?.- Concepto: los orbitales, que pueden ser

atómicos (la distribución de electrones en un átomo) o moleculares (la distribución de electrones en una molécula).

•¿A que distancia y a que ángulo se encuentra un átomo con respecto a otros en una molécula? Concepto: la estructura tridimensional de lamolécula, que da lugar a la rama de la estereoquímica.

•¿De que manera podemos representarlos?.- Concepto: las diversas formas de representar los electrones, enlaces y moléculas en el papel; modelos moleculares.

Los electrones de valencia se representan por puntos(coincide con el grupo del Sistema Periódico)

Los electrones de valencia se distribuyen alrededor del átomo central

El simbolo representa el núcleo y los electrones internos

Electrones enlazantes (compartidos)y no enlazantes (electrones no compartidos)

Hydrogen

Oxygen

Chlorine

(6e- de valencia)

(7e- de valencia)

1) Dibujar correctamente el esqueleto molecularindicando los átomos conectados por enlaces

2) Contar el nº de e- de valencia disponibles-sumar 1 e- por cada carga negativa (anión)

-Restar 1 e- por cada carga positiva (catión)

CH4

H3O + NH2

-

H C

H

N

H

H

H

H C

H

C

H

O

H

H

H

H C

H

Cl

H

metilamina etanol clorometano

par libre pares libres

pares libres

(Los H siempre son periféricos)

3) Dibujar enlaces covalentes entre todos los átomos ,de forma que el mayor nº de átomos posean octetes

(excepto el H, doblete)

Para completar octetes puede ser necesario compartirdos o mas pares electrones

N2 O2

A veces la regla del octete no se cumple

Si el número de electrones no es suficiente para completar todos los octetesse completan primero los de los elementos más electronegativos

BF3

Carga formal

Cálculo de las cargas formales de los átomos en una estructura de Lewis:

En el caso de iones, la suma de las cargas formales de los diferentes átomoscoincide con la carga del ión.

Carga Formal de H = 1 - 1 = 0

Carga Formal de O (enlace sencillo) = 6 - (2 + 4) = 0

Carga Formal de O (enlace doble) = 6 - (2 + 4) = 0

Carga Formal de N = 5 - (3 + 2) = 0 Carga Formal de H = 1 - 1 = 0

Carga Formal de N = 5 - 4 = +1

Carga Formal de O (enlace doble) = 6 - (2 + 4) = 0

Carga Formal de O (enlace sencillo) = 6 - (1+ 6)= -1

Carga Formal de C =4 - 4 = 0-En algunos casos las reglas anteriores

dan lugar a estructuras de Lewis con

separación de cargas

O- NR3

+-

CF = nº electrones de valencia - nº electrones no enlazantes - 1/2 electrones enlazantes

Patrones de enlace comunes en moléculas neutras y cargadas

C H Cl ....

N O.... N

+N

+

O+ O

+ N....

- O ....-

Valencia 4 1 1 3 2 4 3 2 1

Pares

Libres

0 0 3 1 2 0 1 2 3

C 1s2

2s2

2p2 Configuración electrónica

Estado fundamental

Al solaparse los orbitales se puede sumar o restar la densidad electrónica

Cuando se suman se aumenta la densidad electrónica entre los núcleos,

dando lugar a una relación enlazante y a un orbital molecular de menor

energía que los orbitales atómicos.

Por el contrario, cuando se restan ,disminuye la densidad electrónica

entre los núcleos. Esto conduce a una condición inestable en donde los

núcleos se repelen y el orbital resultante tiene mayor energía que

cualquiera de los orbitales atómicos que lo componen.

Interacciones s-s: orbitales moleculares σσσσ

Solapamiento fuera de fase

Solapamiento en fase

Interacciones s-s: orbitales moleculares σσσσ

Interacciones s-p: orbitales moleculares σσσσ

Solapamiento nuloSolapamiento nulo

Solapamiento frontalSolapamiento frontal

s-ps-p

Interacciones p-p

Solapamiento frontalSolapamiento frontal

σσσσp-pσσσσp-p

Interacciones p-p

ππππp-pππππp-p

Solapamiento lateralSolapamiento lateral

Enlace σσσσ

Enlace ππππ

Electronegatividad del carbono en función de su hibridación

El carbono tiene mayor electronegatividad a medida que aumenta el carácter s de la hibridación. Por tanto los carbonos del etano (sp3) son menos electronegativos que los del

eteno (sp2) y éstos a su vez menos electronegativos que los del etino (sp).

Al pasar del etano al etino disminuye la densidad electrónica de los átomos de hidrógeno y por tanto aumenta su acidez

αααα

Butadieno

ππππ∗∗∗∗

ππππ

ππππ3∗∗∗∗

ππππ4∗∗∗∗

ππππ1

ππππ2 HOMO

LUMO

CH CH2CH2 CH2

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