RESONANCIA

En algunos casos la estructuras real de la molécula se describe mejor por el conjunto formado por varias estructuras de Lewis, se dice que tiene lugar resonancia y a cada una de las estructuras se le conoce como forma resonante

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   Las dos formas resonantes del ozono son equivalentes. El enlace entre los átomos de oxígeno no es ni doble ni simple.
Cuando las formas resonantes no son equivalentes, aunque cumplan la regla del octeto, no contribuyen en la misma proporción al híbrido de resonancia. Las formas que más contribuyen son las que tienen menores cargas formales y las que asignan las cargas negativas a los elementos más electronegativos.

La deslocalización electrónica estabiliza la molécula. El grado de estabilización es mayor cuando las estructuras de Lewis que contribuyen al híbrido son de igual estabilidad.

CARGA FORMAL

 
para que  la contabilidad de electrones sea coherente, es necesario colocar en ellos una carga formal que se indica mediante un signo + o un signo – en las cercanías del átomo correspondiente.

 

    Los átomos más comunes en los compuestos suelen formar un número determinado de enlaces (el carbono 4 enlaces, el nitrógeno 3, el oxígeno 2, el hidrógeno y los halógenos 1 enlace). Cuando dichos átomos forman un número de enlaces que no es el indicado, para que la

Se calcula tomando el número del grupo del átomo en la tabla periódica, o lo que es lo mismo, número de electrones de valencia en un átomo libre neutro, y restando el número de electrones asociados con él mediante la fórmula:
Carga formal = número de grupo o nº de electrones de valencia – ½ (nº de electrones compartidos) – (nº de electrones no compartidos)
La suma aritmética de todas las cargas formales debe ser igual a la carga total en la molécula o ion. Por ejemplo:
H + Para el Hidrógeno: CARGA FORMAL =
H N H electrones libres (1) - electrones asignados (1) = 0
H Para el Nitrógeno: CARGA FORMAL =
electrones libres (5) – electrones asignados (4) = + 1
CARGA EN EL ION = (4) x (0) + 1 = +1

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TIPOS DE ENLACES

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2. Definición de enlace químico.
Se define como la fuerza de unión que existe entre dos átomos, cualquiera que sea su naturaleza, debido a la transferencia total o parcial de electrones para adquirir ambos la configuración electrónica estable correspondiente a los gases inerte; es decir, el enlace es el proceso por el cual se unen átomos iguales o diferentes para adquirir la configuración electrónica estable de los gases inertes y formar moléculas estables.
Enlace iónico:
El enlace iónico: fuerza electrostática que mantiene unidos a los iones en un compuesto iónico.
Características del enlace iónico.

• Se rompe con facilidad obteniéndose los iones que lo forman, generalmente basta disolver la sustancia.
• Las substancias con enlaces iónicos son solubles en solventes polares.

Formación de los compuestos iónicos.
Resulta de las interacciones electrostáticas entre iones, que a menudo resulta de la transferencia neta de uno o más electrones de un átomo o grupo de átomos a otro, es decir, es la atracción de iones con carga opuesta (cationes y aniones) en grandes números para formar un sólido. Ejemplo: un átomo de sodio (Na) fácilmente puede perder un electrón para formar el catión sodio, que se representa como Na+, un átomo de cloro puede ganar un electrón para formar el ion cloruro Cl -, Se dice que el cloruro de sodio (NaCl), la sal común de mesa es un compuesto iónico porque está formado por cationes y aniones. El Na+ es el catión y el Cl – es el anión.
NaCl

Enlace Covalente:
Enlace covalente: enlace en el que dos átomos comparten dos electrones.
Características del enlace covalente.

• Es muy fuerte y se rompe con dificultad.
• Si la diferencia de electronegatividades entre los 2 átomos es marcada, tenemos un enlace polar y se favorecerá la solubilidad de la sustancia en solventes polares. Ejemplo: un enlace O-H
• Si la diferencia de electronegatividades es poca, tenemos un enlace no polar y se favorecerá la solubilidad de la sustancia en solventes no polares. Ejemplo: un enlace C-H o C-C

Tipos de enlaces covalentes. Los átomos pueden formar distintos enlaces covalentes: En un enlace sencillo, dos átomos se unen por medio de un par de electrones. En muchos compuestos se formar enlaces múltiples, es decir, enlaces formados cuando dos átomos comparten dos o más pares de electrones. Si dos átomos comparten dos pares de electrones, el enlace covalente se denomina enlace doble. Un triple enlace surge cuando dos átomos comparten tres pares de electrones.
Formación de los enlaces covalentes. Se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones. Este tipo de enlace ocurre cuando la diferencia de electronegatividades entre los elementos (átomos) es cero o relativamente pequeña.
El enlace covalente se representa con una línea recta que une a los 2 átomos, por ejemplo:
O-H
Veamos un caso simple de enlace covalente, la reacción de dos átomos de hidrógeno para formar una molécula H2. Un átomo aislado de hidrógeno tiene la configuración electrónica del estado fundamental 1s1, con la densidad de probabilidad para este único electrón esféricamente distribuida en torno al núcleo del hidrógeno (figura a).

Cuando dos átomos de hidrógeno se acercan uno a otro, el electrón de cada átomo de hidrógeno es atraído por el núcleo del otro átomo de hidrógeno tanto por su propio núcleo (figura b).
Si estos dos electrones tienen espines opuestos de forma que pueden ocupar la misma región (orbital), ambos electrones pueden ocupar preferencialmente la región entre los dos núcleos. Porque son atraídos por ambos núcleos.(figura c)

Los electrones son compartidos entre los dos átomos de hidrógeno, y se forma un enlace covalente simple. Decimos que los orbítales 1s se solapan, así que ambos electrones ahora están en los orbítales de los dos átomos de hidrógeno. Mientras más se aproximan los átomos, más cierto es esto. En este sentido, cada átomo de hidrógeno ahora tiene la configuración del helio 1s2.
Otros pares de átomos no metálicos comparten pares electrónicos para formar enlaces covalentes. El resultado de esta compartición es que cada átomo consigue una configuración electrónica más estable (frecuentemente la misma que la del gas noble más próximo).
Enlaces covalentes polares y no polares:
Los enlaces covalentes pueden ser polares y no polares. En un enlace no polar tal como el de la molécula de hidrógeno, H2, el par electrónico es igualmente compartido entre los dos núcleos de hidrógeno. Ambos átomos de hidrógeno tienen la misma electronegatividad (tendencia de un átomo a atraer los electrones hacia sí en un enlace químico), es decir que los electrones compartidos están igualmente atraídos por ambos núcleos de hidrógeno y por tanto pasan iguales tiempos cerca de cada núcleo. En este enlace covalente no polar, la densidad electrónica es simétrica con respecto a un plano perpendicular a la línea entre los dos núcleos. Esto es cierto para todas las moléculas diatómicas homonucleares, tales como H2, O2, N2, F2 Y Cl2, porque los dos átomos idénticos tienen electronegatividades idénticas. Por lo que podemos decir: los enlaces covalentes en todas las moléculas diatómicas homonucleares deben ser no polares.
Un enlace covalente polar, tal como el fluoruro de hidrógeno los pares electrónicos están compartidos desigualmente. El enlace H-F tiene algún grado de polaridad ya que H y F no son átomos idénticos y por lo tanto no atraen igualmente a los electrones. La electronegatividad del hidrógeno es 2,1 y la del fluor es de 4,0, claramente el átomo F con su mayor electronegatividad, atrae el par electrónico compartido mucho más fuertemente que H. La distribución asimétrica de la densidad electrónica está distorsionada en la dirección del átomo más electronegativo F. Este pequeño desplazamiento de densidad electrónica deja a H algo positivo. El HF se considera una molécula diatómica heteronuclear, ya que contiene dos clases de átomo.
Momentos bipolares. La polaridad de una molécula la indicamos por su momento dipolar, que mide la separación de cargas en la molécula. El momento dipolar,  se define como el producto de la carga Q y la distancia r entre las cargas:
Q x r
Para mantener la neutralidad eléctrica, las cargas en ambos extremos de una molécula diatómica eléctricamente neutra deben ser iguales en magnitud y de signo opuesto. Sin embargo en la ecuación Q se refiere solo a la magnitud de la carga y no a su signo, por lo que  siempre es positiva. Los momentos dipolo generalmente se expresan en unidades Debye (D), así denominadas en honor de Peter Debye. El factor de conversión es:
1 D = 3,33 x 10-30 C m
(Donde C es Coulomb y m es metro)
Un momento dipolar se mide colocando una muestra de la sustancia entre dos placas y aplicando un voltaje. Esto produce un pequeño desplazamiento de la densidad electrónica de cualquier molécula, así que el voltaje aplicado disminuye ligeramente. Sin embargo las moléculas diatómicas que contienen enlaces polares, tales como HF, HCl, y CO, tienden a orientarse en el campo eléctrico. Esto hace que el voltaje medido entre las placas disminuya más marcadamente para estas sustancias, y así decimos que estas moléculas son polares. Moléculas tales como F2 o N2 no se reorientan, así que el cambio de voltaje entre las placas es ligero; decimos que estas moléculas son no polares. Generalmente, cuando las diferencias de electronegatividades en las moléculas diatómicas aumentan, los momentos dipolares medidos aumentan.
Los momentos dipolares asociados con enlaces individuales sólo pueden medirse en moléculas diatómicas simples. Más que pares seleccionados de átomos, lo que se sujeta a medición son moléculas enteras. Los valores medidos de momentos dipolares reflejan las polaridades globales de las moléculas. Para las moléculas poliatómica son el resultado de todos los dipolos de enlace de las moléculas.
El momento dipolo de una molécula formada por tres o mas átomos está determinado tanto por la polaridad de sus enlaces como por su geometría. La presencia de enlaces polares no necesariamente significa que la molécula presente un momento dipolo. Por ejemplo el dióxido de carbono (CO2) es una molécula triatómica, por lo que su geometría puede ser lineal o angular. Cuando la molécula es lineal; no tiene momento dipolo y, cuando la molécula es angular; tiene un momento dipolo. En este caso, el momento dipolo de la molécula completa es la resultante de los dos momentos de enlace, es decir, de los momentos dipolos individuales de los enlaces C = O. el momento de enlace es una cantidad vectorial, lo que significa que tiene tanto magnitud como dirección. El momento dipolo medido es igual a la suma vectorial de los momentos de enlaces.

TEORÍA DE LEWIS

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En 1916 Gilbert Newton Lewis propuso que el enlace covalente entre átomos se produce por compartición de pares de electrones, mecanismo por el que cada uno individualmente podría alcanzar ocho electrones en su capa más externa.

El fundamento de este principio hay que buscarlo en la denominada regla del octeto, consecuencia del desarrollo del modelo de Bohr y del descubrimiento de los gases nobles, sustancias de notable inercia química y ocho electrones en su capa de valencia.

                                                                               

Para alcanzar el octeto electrónico los átomos pueden compartir más de un par de electrones (enlace simple), dando lugar a enlaces múltiples. Se denomina orden o multiplicidad de enlace al número de pares de electrones compartidos.

Las estructuras de Lewis son representaciones en las que mediante puntos o guiones se indica la distribución de electrones de valencia (enlazados o solitarios) en los átomos de las moléculas.

 

INCUMPLIMIENTO DE LA REGLA DEL OCTETO

Elementos del tercer periodo como el fósforo (PCl₅) se rodean de 10 electrones
El boro se rodea de seis electrones



HIBRIDACION sp3

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Cada orbital híbrido es 25 por 100 s y 75 por 100 p y tienen forma bilobulada. Uno de los dos lóbulos de un orbital sp³ es mucho mayor que el otro y puede por lo tanto superponerse mejor con otro orbital cuando forma un enlace. Como resultado, los orbitales híbridos sp³ forman enlaces más fuertes que los orbitales no híbridos s o p. El concepto de hibridación explica cómo forma el carbono cuatro enlaces tetraédricos equivalentes, pero no por qué lo hace. La sección transversal de un orbital híbrido sp³ sugiere la respuesta:

Según pone de manifiesto el estudio matemático del proceso, los ejes de sus cuatro lóbulos mayores se dirigen hacia los vértices de un tetraedro regular:

Esta hibridación, típica de todos los átomos de carbono unidos a otros cuatro átomos cualesquiera, supone la situación más perfecta para que el solapamiento de cada uno de los cuatro orbitales híbridos con el correspondiente orbital de los átomos unidos al átomo de carbono tetraédrico sea máxima. Ello es debido a que la forma tetraédrica supone la mayor distancia posible entre los cuatro orbitales híbridos y, por tanto, entre los cuatro enlaces covalentes resultantes, con lo que sus repulsiones mutuas serán mínimas y el solapamiento o interpenetración mayor. Con ello, de acuerdo con el principio de Pauling de que a mayor solapamiento corresponde mayor fuerza del enlace, los enlaces s resultantes son muy fuertes y estables.

Metano

El metano, el hidrocarburo saturado más sencillo, de fórmula molecular CH₄, consiste en un átomo de carbono con hibridación sp³ que solapa sus cuatro orbitales híbridos con los orbitales s de cuatro átomos de hidrógeno para formar cuatro enlaces s fuertes carbono-hidrógeno. En el metano, cada enlace tiene energía de 104 kcal/mol (435 kJ/mol) y longitud de 1.10 Å. Dado que los cuatro enlaces tienen configuración geométrica específica, puede definirse una tercera propiedad importante denominada ángulo de enlace. El ángulo formado por cada H-C-H es exactamente de 109.5º, el llamado ángulo tetraédrico. En las siguientes figuras se muestran los orbitales implicados solapándose y la molécula de metano en proyección de cuña:

La proyección de cuña es uno de los métodos usuales para representar en el plano moléculas tetraédricas. Consiste en situar dos de los cuatro enlaces carbono-hidrógeno en el plano de representación y esquematizados mediante rayas de trazo normal. Los otros dos enlaces carbono-hidrógeno, que quedan uno por delante del plano formado por el átomo de carbono y los dos átomos de hidrógeno anteriores y el otro por detrás de ese plano, se representan con un trazo grueso en forma de cuña el primero y con un trazo discontinuo, también en forma de cuña, el segundo.

El metano tiene, por consiguiente, forma tetraédrica con el átomo de carbono en el centro del tetraedro y los átomos de hidrógeno en sus vértices. Esta situación se da en todos los demás compuestos orgánicos con átomos de carbono unidos a otros cuatro átomos porque siempre que un átomo de carbono esté enlazado a otros cuatro átomos tendrá hibridación sp³.

Etano

Una característica especial del carbono es que puede formar enlaces estables con otros átomos de carbono. El mismo tipo de hibridación que explica la estructura del metano explica cómo es que un átomo de carbono puede unirse a otro átomo del mismo elemento para hacer posible la existencia de millones y millones de compuestos orgánicos conocidos. El etano, C₂H₆, es la molécula más sencilla que contiene un enlace carbono-carbono:

La molécula de etano puede visualizarse imaginando que los dos átomos de carbono se enlazan entre sí por superposición σ de un orbital híbrido sp³ de cada uno. Los tres orbitales híbridos sp³ restantes de cada carbono se superponen con orbitales de hidrógeno para formar los seis orbitales C-H, como se muestra en la siguiente figura:

Los enlaces C-H del etano son similares a los del metano, aunque un poco más débiles (98 kcal/mol para el etano contra 104 kcal/mol para el metano). El enlace C-C tiene longitud de 1.54 Å y energía de 88 kcal/mol (368 kJ/mol). Todos los ángulos de enlace del etano son muy cercanos al valor tetraédrico de 109.5º.La estructura del etano se presenta en la figura siguiente: