ESTRUCTURAS DE LEWISLas Estructuras de Lewis o también llamadas diagramas o fórmulas de Lewis son representaciones bidimencionales que muestra la conectividad de los átomos en una molécula y la posición de los electrones enlazantes y no enlazantes. Tienen como finalidad explicar el enlace covalente mediante la compartición de uno o más pares de electrones entre dos átomos con el objeto de conseguir la estabilidad.

Un par de electrones se los simboliza por un par de puntos o por una línea

Ejemplo:

El Carbono contribuye con cuatro electrones de valencia y cada hidrógeno aporta uno, dando lugar a un octeto.

Se observa como el carbono queda rodeado de electrones formando un octeto para cada átomo de carbono, como también su habilidad para formar enlaces fuertes carbono-carbono

Par solitario

Pares solitarios

Pares solitarios

Los electrones de la capa de valencia que no son compartidos entre dos átomos se los denomina electrones no enlazantes o también denominado par solitario.

Ejemplo:

Los átomos de Nitrógeno, oxígeno y los halógenos.

Los pares solitarios de los átomos en los compuestos ayudan a determinar la reactividad de sus compuestos.

ESTRUCTURAS RESONANTESEstructuras resonantes o formas resonantes se les denomina a las diferentes estructuras de enlace de valencia que solo difieren en la colocación de los electrones.Estos no son compuestos diferentes si no diferentes maneras de representar al mismo compuesto.

La molécula real corresponde a un híbrido de resonancia.

En esta molécula la carga positiva se encuentra deslocalizada entre un átomo de carbono y de nitrógeno

En la primera estructura se observa como la carga positiva se encuentra en el carbono haciendo que el átomo no tenga un octeto. En la segunda los electrones no enlazantes del Nitrógeno pasan al enlace generando un doble enlace.

Entonces se dice que el catión está estabilizado por resonancia porque hace que el ión sea más estable al hacer que la carga esté localizada entre dos o más átomos.

Existen diferentes estructuras de lewis que para un mismo compuesto que pueden o no presentar distribuciones de igual energía.

A los que se les denomina: Contribuyent

e Mayor

Contribuyente Menor

Es la forma de resonancia más estable y la que más se parece al compuesto real

Es la forma de resonancia que tiene mayor energía y por lo tanto la menos estable.

La forma de resonancia polar tiene mayor energía que la del doble enlace ya que tiene cargas separadas, menos enlaces, y un carbono con octeto incompleto.Reglas generales para representar estructuras de

resonancia:1. Todas las estructuras de resonancia deben ser estructuras de Lewis

válidas para el compuesto.2. Sólo se puede cambiar la posición de los electrones de una estructura a

otra. EL núcleo no se puede cambiar de posición y los ángulos de enlace han de ser los mismos.

3. El número de electrones desapareados debe permanecer igual.

4. El contribuyente mayor a la resonancia es el que tiene menor energía.Los buenos contribuyentes son: - Los que tienen todos los octetos satisfechos, con el máximo número de

enlaces covalentes que sea posible y con una separación de cargas lo menor posible. Las cargas negativas son más estables en los átomos más electronegativos.

5. La estabilización por resonancia es más importante cuando sirve para deslocalizar una carga.

TEORÍA GENERAL DE ÁCIDOS Y BASESExisten diferentes definiciones en lo que respecta a ácidos y bases. Como son:- Definición de Arrhenius- Brönsted –Lowry- Lewis

Ácidos y bases de Arrhenius:

Las bases son sustancias que se disocian en solución acuosa para formar iones hidroxilo.

KOH → OH− + K+ (en disolución acuosa)

Los ácidos son sustancias que se disocian en el agua para formar iones H3O+

H2O(l) + H2O (l)   H3O+(ac) + OH-(ac)

Ácidos y bases de Brönsted-Lowry

Un ácido de Brönsted-Lowry es cualquier especie que puede donar un protón.

Una base de Brönsted-Lowry es cualquier especie que puede aceptar un protón.

Cuando una base acepta un protón se convierte en un ácido capaz de devolver ese protón. Cuando un ácido cede un protón se convierte en una base capaz de aceptar de nuevo ese protón. La base cuando acepta un protón se transforma en el ácido conjugado. El ácido cuando cede un protón se transforma en base conjugada.

HCl (g) + H2O (l) ® H3O+(ac) + Cl– (ac)

 NH3 (g) + H2O (l)   ® NH4+ +

OH–

Ácidos y bases de Lewis

Un ácido es una sustancia que acepta un par de electrones y se conoce como electrófilo.

Una base es una sustancia que cede un par de electrones y se le conoce como nucleófilo.

Las flechas curvadas se utilizan para mostrar el movimiento de un par de electrones desde el donador de electrones hasta el aceptor de electrones

ORBITALES ATÓMICOSLOUIS BROGLIE (1923)

un e- en un OA se comporta como una vibración estacionaria confinada

Ondas estacionarias vibran en posiciones fijas. La Función de Onda, , es una descripción

matemáticas del tamaño, forma y orientación. La Amplitud puede ser positiva o negativa. Nodo: La Amplitud es cero.

CLOA ( COMBINACIÓN LINEAL DE ORBITALES ATÓMICOS)

Los orbitales atómicos se pueden combinar y superponer para formar ondas permanentes mas complejas. Se puede sumar y restar sus funciones de onda para obtener funciones de onda de nuevos orbitales

1. Cuando los orbitales de átomos diferentes interaccionan, dan lugar a orbitales moleculares (OM), lo que conduce al enlace o antienlace.

2. Cuando interaccionan orbitales del mismo átomo, estos forman orbitales híbridos que definen la geometría del enlace.

Ondas en Fase se suman y aumenta la Amplitud.

Ondas fuera de Fase se cancelan.

ORBITALES MOLECULARES

son los orbitales que describen el comportamiento ondulatorio que pueden tener los electrones en las moléculas. Según la Teoría de los Orbitales Moleculares, los enlaces covalentes de las moléculas se forman por solapamiento de orbitales atómicos, de manera que los nuevos orbitales moleculares pertenecen a la molécula entera y no a un solo átomo.

ENLACE SIGMA: es una superposición de OA de manera constructiva o destructiva para generar enlaces sigma enlazantes o antienlazantes.

ENLACE PI: es una superposición de orbitales p orientados perpendicularmente a la línea q conecta los 2 núcleos.

HIBRIDACIONES

se habla de hibridación cuando en un átomo se mezclan varios orbitales atómicos para formar nuevos orbitales híbridos. Los orbitales híbridos explican la forma en que se disponen los electrones en la formación de los enlaces

HIBRIDACION (sp): El resultado de esta hibridación nos da como resultado un par orbitales híbridos direccionales situados en posiciones opuestas, además dan lugar a un ángulo de enlace de 180º. En general da una disposición de enlaces lineales

HIBRIDACION sp2: cuando un orbital s se combina con 2 orbitales p, se forman tres orbitales híbridos orientados con ángulos de 120º uno respecto a otro, esta disposición se conoce como geometría trigonal.

HIBRIDACION sp3: cuando un orbital s se combina con 4 orbitales p, s forman 4 orbitales híbridos con ángulos de 109,5º, esta disposición se conoce como tetraédrica