Química Orgánica I

Configuración Electrónica. Electrones de Valencia

Configuracion Electronica de los Elementos

Configuracion Electronica Simbolo Lewis Valencia

C [He]2s22p2 4

N [He]2s22p3 3

O [He]2s22p4 2

H 1s1 1

Cl [Ne]2s22p5 1

C

N

O

Cl

FH

Enlaces Quimicos• Elementos pueden formar numero especificos de enlaces

• Algunos atomos pueden formar multiples enlaces con el mismo atomo. Manteniendo la Valencia!

Patrones normales de enlace

Carbon (4 bonds) C C C C

Nitrogen (3 bonds) N

(Phosphorus)

N N

Oxygen (2 bonds)

(Sulfur)

O O

Halogen (1 bond) X

(F, Cl, Br, I)

Hydrogen (1 bond) H

????

Nombre Tipo Max # e-’ # orbital

s 2 1

p 6 3

d 10 5

f 14 7

Resumen de Orbitales

Enlaces QuimicosLos enlaces se forman por atracciones Coulombicas e intercambio de electrones

Enlace iónico

Enlace covalente

Enlaces ionicos : transfieren electrones

Na Cl Na Cl+ +

Enlaces covalente : comparten electrones

H Cl+ H Cl

Enlaces Covalente

No PolarEnlaces Covalente

Polar

Enlaces Ionico

Enlace Quimico. Teoria de Enlace de Valencia• Solapamiento los orbitales Atomicos. Para el H de cada uno 1s orbitals .

• La Interferncia constructiva de las ondas orbitales generan una nueva onda con una alta densidad electronica entre los nucleos.

• Los dos e- se comparten en el orbital solapado.

Longitud de Enlace y Energia de EnlaceLongitud de Enlace, distancia a la cual la molecula se encuentra mas estable

Enlace Quimico. Teoria de Enlace de Valencia

F2

Molécula de Hidrógeno: H2

Tipos de enlaces covalentes:

X F.

...

...

Representación Electrones de Valencia.Estructuras de Lewis

Una forma de representar los electrones de valencia de un átomo

Se dibujan los electrones como puntos alrededor del símbolo del átomo.

El número de electrones disponibles para el enlace se representa por puntos aislados.

Los puntos se dibujan alrededor del átomo, disponiéndolos en el lugar de los cuadrados que se representan en la figura

Escribiendo las Estructuras de Lewis

X

Símbolos de Lewis:Son una representación gráfica para comprender donde están los electrones

en un átomo, algunos elmentos de la Tabla Periodica.

v

v

Los gases nobles presentan gran estabilidad química, y

existen como moléculas mono-atómicas.

Estructuras de Lewis y Gases Nobles

e- de valencia

He 2

Ne 8

Ar 8

Kr 8

Xe 8

Rn 8

Su configuración electrónica es muy estable y contiene 8 e-

en la capa de valencia (excepto el He).

La idea de enlace covalente fue sugerida en

1916 por G. N. Lewis:

“Los átomos pueden adquirir estructura de gas

noble compartiendo electrones para formar un

enlace de pares de electrones”.G. N. Lewis

FF + F F

G. Lewis propuso el concepto de Enlace Covalente- se forma cuando dos átomos comparten un par de electrones para alcanzar la configuración de un Gas noble

Estructuras de Lewis en Enlaces Covalentes

Pares e- libres

Par e- enlace

Los pares de enlace que no forman parte del enlace se denominan pares libres (no enlace)

Forma estructural plana de una molécula que muestra cómo están unidos los átomos entre sí.

No representa la forma tridimensional de la molécula

Para escribir una estructura de Lewis se aplica la regla del octeto: cada átomo llena su último nivel con ocho electrones (o dos para el helio)

Funciona para elementos del 2º periodo, principalmente

Estructuras de Lewis. Regla del Octeto

» En el enlace sólo participan los

electrones de valencia (los que se

encuentran alojados en la última capa).

Ej.: El enlace en la molécula de agua.

Regla del octeto:Los átomos se unen

compartiendo electrones hastaconseguir completar la última capa con8 e- (4 pares de e-) es decir conseguir laconfiguración de gas noble: s2p6

Como escribir estructuras de Lewis?

Para escribir una estructura de Lewis se siguen...

Ejemplo- dióxido de carbono CO2

Paso 1- Escribir la estructura fundamental mediante símbolos químicos. El átomo menos EN en el centro. H y F ocupan siempre posiciones terminales

O C O

Paso 2- Calcular nº total de electrones de valencia

C: [He]2s22p2 1 carbono x 4 electrones = 4

O: [He]2s22p4 2 oxígeno x 6 electrones = 12

número total de e- = 16

8 pares de electrones

Paso 3- Dibujar enlace covalente sencillo por cada dos átomos. Completar el octeto de los átomos enlazados al central:

Paso 4- Agregar dobles o triples enlaces hasta completar el octeto del átomo central:

O C O

Hemos colocado todos loselectrones (8 pares)y el C no tiene completo su octeto

O C O Estructura de Lewis del CO2

Otros ejemplos de estructuras de Lewis

Ejemplo 1: CH4

C: 1s22s2p2 4e-H: 1s1 1e- x4= 4e-

8e-1)

2)

C

H

H

HH

2)

Ejemplo 2: H2CO

C: 1s22s2p2 4e-H: 1s1 1e- x2= 2e-O: 1s22s2p4 6e-

12e-1)

H

H

C O

3) Pares de e- libres: 12-6= 6

H

H

C O

4)H

H

C O

Ejemplo- amoniaco NH3

Paso 1- Paso 2-

N: [He]2s22p3 5 e- del Nitrógeno

H: 1s1 3 e- de los Hidrógenos

número total de e- 8 e- 4 pares de e-

Paso 3-

H N H

H

H N H

H

N completa su octetoH tiene su capa completa

con 2 electrones

Ejemplos de estructuras de Lewis continuacion

En los enlaces Covalentes, algunos átomos poseen pares de electrones libres.

Estructuras de Lewis.

Pares solitarios Pares solitarios

Afectan la reactividad del compuesto

Aniones clorato y carbonato

Pares solitarios

La ONU ha declarado el año 2011 como Año Internacional de la Química

(International Year of Chemistry, IYC-2011). Con esta ocasión, se van a desarrollar

una serie de conferencias cuyos objetivos son poner de manifiesto los logros de la

química y su contribución al bienestar de la humanidad; lo que servirá para mejorar la

apreciación social de la química, animar a los jóvenes a estudiar química y generar

un clima de confianza y entusiasmo en el futuro (siempre creativo) de la investigación

química.

El año 2011 coincide con el centenario de la concesión del Premio Nobel de Química

a Marie Curie, lo que es el motivo para la celebración de este año; y también es una

oportunidad para reconocer la contribución de la mujer a la Ciencia.

Cuando hay mas de una estructura de Lewis, se debe decidir cual es la correcta.Ejemplo. El dióxido de carbono (CO2), puede escribirse como:

Estructuras de Lewis. Carga Formal

En general, si se pueden dibujar varias estructuras, la más estable será aquella donde:•Las cargas formales sean las menores•Si hay carga negativa, debe encontrarse en el átomo más electronegativo

– En el ejemplo anterior, la segunda estructura correcta es la que tiene lascargas formales menores (es decir 0 en todos los átomos)

Estructuras de Lewis. Carga Formal

Ejemplo 3: SiO4-4

Si: 3s2p2 4e-O: 2s2p4 6e-x4 = 24+ 4 cargas neg.

32 e-

2)

1)

3) e- de v. libres: 32-8= 24

4)

Si

O

O

OO

4-

Si

O

O

OO

4-

Ejemplo 4: SO2

S: 3s2p4 6e-O: 2s2p4 6e-x2 = 12+ 4 cargas neg.

18 e-

2)

1)

3) e- de v. libres: 18-4= 14

4)

SO O

SO O

SO O

Excepciones a la regla del Octeto

Hay tres clases de excepciones a la regla del Octete:

a) Moléculas con nº de e- impar.

N O

NO (5+6=11 e- de valencia)

Otros ejemplos: ClO2, NO2

b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octete.

BF3 (3+7x3= 24 e- de valencia).

B

F

F

F

Ej: Compuestos de los grupos 1A, 2A y 3A.

Excepciones a la regla del Octeto

c) Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octete.

La clase más amplia de moléculas que violan la regla consiste en especies

en las que el átomo central está rodeado por mas de 4 pares de e-,

tienen octetes expandidos.

PCl5XeF4

nº de e- de v 5+7x5= 40 e-

P

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

nº de e- de v 8+7x4= 36 e-

XeF

F F

F

Otros ejemplos: ClF3, SF4, XeF2

Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d), donde

se alojan los pares de e- extras.

Antes de continuar analizando Estructuras de Lewis debemos definir, Carga Formal.

La suma de todas las cargas formales debe ser igual a la carga total en la molécula o ion.

Estructuras de Lewis. Carga Formal

La carga formal es la diferencia entre el nº de e- de valencia y el nº de e- asignado

en la estructura de Lewis (los e- no compartidos y la mitad de los e- compartidos).

Cf = X – (Y + Z/2)X= nº de e- de valencia

Y= nº de e- no compartidosZ= nº de e- compartidos

C OH H

H

H

I) - Para C: Cf= 4-(0+8/2)= 0

- Para O: Cf= 6-(4+4/2)= 0

II) HH OC

H H

- Para C: Cf= 4-(2+6/2)= -1

- Para O: Cf= 6-(2+6/2)= +1

Correcta!

Otro ejemplo:

C N- Para C: Cf= 4-(2+6/2)= -1

- Para N: Cf= 5-(2+6/2)= 0

Estructuras de Lewis. Carga Formal

CH4O

Estructura de Lewis más

probable:

• El valor de Cf sea mas

próximo a 0

• La Cf negativa este localizada

sobre el átomo +

electronegativo

Estructuras de Lewis. Carga Formal

Formas Resonantes

En ciertas ocasiones la estructura de Lewis no describe correctamente las

propiedades de la molécula que representa.

O

OO

Ejemplo: Experimentalmente el ozono tiene dos enlaces idénticos mientras que en la

estructura de Lewis aparecen uno doble (+ corto) y uno sencillo (+ largo).

1.48 Å1.21 Å

O

OO

O

OO

Explicación: Suponer que los enlaces son promedios de las posibles situaciones

Formas resonantes

- No son diferentes tipos de moléculas, solo hay un tipo.

- Las estructuras son equivalentes.

- Sólo difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos.

O

OO

O

OO

Explicación: Suponer que los enlaces son promedios de las posibles situaciones

Formas resonantes o Hibridos de Resonancia

- No son diferentes tipos de moléculas, solo hay un tipo.

- Las estructuras son equivalentes.

- Sólo difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos.

O

OO

O

OO

Explicación: Suponer que los enlaces son promedios de las posibles situaciones

Formas resonantes

- No son diferentes tipos de moléculas, solo hay un tipo.

- Las estructuras son equivalentes.

- Sólo difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos.

or

Ejemplos comunes: O3, NO3-, SO4

2-, NO2, y benceno.

Las estructuas de lewis para el ion carbonato (CO2=), permite generar tres estructuras

equivalentes

Estructuras de Lewis. Hibridos de Resonancia

Las estructuas de lewis para el ion carbamato, permite generar tres estructuras

Representación de un mapa de potencial Electrostático calculado, mostrando la distrib. de carga del oxígeno

Se transforma a Se transforma a

1.- Las estructuras resonantes sólo suponen movimiento de electrones (no deátomos) hacia posiciones (átomo o enlace) adyacentes. CH3NO2

Reglas de Resonancia

2.-Las estructuras resonantes en la que todos los átomos del 2º período poseenoctetos completos son más importantes (contribuyen más al híbrido de resonancia)que las estructuras que tienen los octetos incompletos.

Estructura no

valida,

nitrogeno

posee 10 e-

3.-Las estructuras más importantes son aquellas que supongan la mínima separaciónde carga.

4.-En los casos en que una estructura de Lewis con octetos completos no puederepresentarse sin separación de cargas, la estructura más importante será aquella enla que la carga negativa se sitúa sobre el átomo más electronegativo y la cargapositiva en el más electropositivo.

5.- Todas las formas canónicas deben tener igual número de electrones y la mismacarga neta.

No son formas

canonicas o

hibridos

5.- Todas las formas canónicas deben tener igual número de electronesdesapareados.

6.- La DESLOCALIZACION de electrones ESTABILIZA LA MOLECULAS. Una molecula

con electrones deslocalizados es mucho mas estable que cualquiera de las estructuras de

Lewis por separado. El grado de estabilizacion es mayor mientras mayor sea las

estructuras igualmente contribuyebtes de Lewis.

Las dos son

igualmente

contribuyentes.

La primera es mas

contribuyente y

representa mejor a

metilnitrito