01 EX 02 EST LEWIS VSEPR

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E S T R U C T U R A 
M O L E C U L A R 
Y E N L A C E S
C A P 2
D R J O S É L V E R A
Estructuras de Lewis-Regla del Octete-
Resonancia
2.1-2.3
• Pasos básicos para determinar las estructuras de Lewis
1. Determinar la cantidad total de electrones de valencia que tiene la molécula
a-Se suman los electrones de valencia de todos los átomos
b-Si la molécula tiene carga negativa, se le suma la magnitud de la carga a la 
cantidad de electrones de valencia
c-Si la molécula tiene carga positiva, se le resta la magnitud de la carga a la 
cantidad de electrones de valencia
2. Colocar el átomo menos electronegativo en el centro
Nota Importante: Hidrógeno núnca se coloca en el centro (H)
3. Colocar los demás átomos alrededor (los más electronegativos)
4. Conectar los átomos con líneas que representan un enlace covalente ( un par de e-)
Estructuras de Lewis
6. Restar los electrones que utilizaste para construir los enlaces. Colocar 
los electrones restantes alrededor de los átomos más electronegativos
7. Si sobran electrones de valencia se le adjudican al átomo menos 
electronegativo
Nota Importante: A hidrógeno núnca se le 
colocan electrones
8. Verificar que todos los átomos completen su octete
9. Se construyen enlaces muntiples para aquellos átomos que no 
completen su octete
Estructuras de Lewis
• Determinar la estructura de Lewis para:
CF4 
Estructuras de Lewis
• Determinar la estructura de Lewis para:
COCl2
Estructuras de Lewis
• Determinar la estructura de Lewis para:
𝑁𝑂!"
Formas resonantes
• Diferentes posibilidades válidas para estructura de Lewis
• El híbrido de resonancia es la estructura real que se forma. Se 
obiene de la combinación de las estructuras resonantes.
Regla del Octete
• Regla del octete-Los átomos buscarán tener 8 electrones en 
su capa de valencia. Para esto pueden:
• Perder electrones
• Ganar electrónes
• Compartir electrones
Reglas del Octete
Excepciones a la regla del Octete 
Hidrógeno (H)
Hace un solo enlace químico
No pares de elecrones no-enlazantes
Berilio (Be)
Hace dos enlaces
No contiene pares de electrones no-enlazantes
Boro (B)
Hace tres enlaces
No tiene pares de electerones no-enlazantes
Átomos en el nivel 3 o mayor puede expandir su octete
Octete Expandido (Hipervalencia)
2.3 Modelo de Repulción de Pares de 
Electrones de Valencia (VSEPR)
• VSEPR-Predice la forma en 3D de la molécula basándose en 
que las nubes electrónicas se repelen por repulsión 
electrostática
• Geometría electrónica- Incluye 
todas las nubes electrónicas
• Geometría Molecular- Incluye 
solo las nubes enlazantes
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Modificaciones 
Estructuras de Lewis
2.3 Modelo de VSEPR
• Geometría electrónica-Geometría que asumen los electrones 
alrededor del átomo central.
• Geometría molecular- Geometría que asumen los átomos sin 
contar los pares de electrones libres.
• La geometría molecular y la geometría electrónica coinciden 
si en la molécula no hay pares de electrones libres.
Estructuras de Lewis
2.3 Modelo de VSEPR
Estructuras de Lewis
2.3 Modelo de VSEPR
Estructuras de Lewis
2.3 Modelo de VSEPR
• Para 𝑆𝑂#!"
• la geometría molecular es trigonal piramidal
• la geometría electrónica es tetraedral
Estructuras de Lewis
2.3 Modelo de VSEPR
• Ejercicio: Predice la forma molecular y electrónica para 𝑃𝐶𝑙$%
Estructuras de Lewis
2.3 Modelo de VSEPR
• Ejercicio: Predice la forma molecular y electrónica para 𝑃𝐶𝑙$%
Estructuras de Lewis
2.3 Modelo de VSEPR
• VSEPR es muy útil determinando la estructura tridimensional de 
las moléculas pero en ocasiones falla cuando tienes más de una 
forma básica de energía similar
• Con cinco regiones de alta densidad electrónica alrededor del 
átomo central, piramidal cuadrado es sólo un poco mayor en 
energía que trigonal bipiramidal
• Es bien difícil predecir geometrías cuando hay siete regiones de 
alta densidad electrónica porque las posibles conformaciones 
corresponden a energías similares.
• Pares de electrones solitarios tienen menos influencia 
esteroquímicamente cuando el átomo central es pesado y 
pertenece al bloque P.
• Pares de electrones que no tienen efecto en la geometría 
molecular se le conocen como estereoquímicamente inerte.
2.3 Modelo de VSEPR 
(b) Modificaciones de las formas básicas
• Una vez la estructura básica de la molécula es determinada, se 
hacen ajustes tomando en consideración las repulsiones 
electrostáticas entre las regiones de enlace y pares de electrones 
solitarios.
• Por lo general las repulsiones siguen el siguiente orden:
• Par solitario/par solitario > para solitario/enlace > enlace/enlace
• Se entiende (se desconoce la verdadera razón) que el par de 
electrones solitario tiene mayor efecto de repulsión porque están 
más cerca del núcleo y repelen otros electrones con más fuerza.
2.3 Modelo de VSEPR 
(b) Modificaciones de las formas básicas
• Pares de electrones en posición 
ecuatorial repelen con más fuerza 
que en posición axial. La figura 2.1 
muestra este efecto con la 
configuración de trigonal 
bipiramidal a 90o.
• Posición ecuatorial-Repulsión con dos 
enlaces a 90o.
• Posición axial-Repulsión con tres 
enlaces a 90o
2.3 Modelo de VSEPR 
(b) Modificaciones de las 
formas básicas
• Para una geometría octaédrica, el par de 
electrones libres pueden ocupar cualquier 
posición porque todas tendrán las mismas 
cuatro repulsiones a 90o.
• Pero cuando entra un segundo par de 
electrones libres, este será trans al primer 
par de electrones libres
2.3 Modelo de VSEPR 
(b) Modificaciones de las formas básicas
• Una molécula con pares de enlaces adyacentes y uno o más pares 
de electrones libres, se observa que el ángulo de enlace 
disminuye.
• Ejemplo de este fenómeno se observa en NH3 donde se espera 
una geometría electrónica teraedral y ángulos de 109.5o. 
• La geometría electrónica no es un tetraedral perfecto porque los 
ángulos de enlace son 107o, menor a lo esperado por la repulsión 
más fuerte que ejerce el par de electrones libres sobre los pares 
de electrones enlazantes.
2.3 Modelo de VSEPR 
(b) Modificaciones de las formas básicas
• Para H2O el efecto de los pares de electrones es 
mayor que en NH3 porque tiene dos pares de 
electrones libres.
• Por tener dos pares de electrones, el ángulo de cada 
enlace es 104.5o. Menor de 109.5o que sería el 
esperado para una geometría tetraedral y menor de 
107o obtenido en la molécula de NH3 la cual tiene un 
solo par de electrones libres.
• VSEPR no puede predecir el efecto de reducción en 
los enlaces por la presencia de pares de electrones 
libres.
O
HH
2.3 Modelo de VSEPR 
(b) Modificaciones de las formas básicas
• Ejercicio: Prediga la geometría molecular y electrónica de 
XeF2
• Geometría Electrónica Geometría 
molecular
2.3 Modelo de VSEPR 
(b) Modificaciones de las formas básicas
• Ejercicio: Prediga la geometría molecular y electrónica de 
XeF2
• Geometría Electrónica Geometría 
molecular
2.3 Modelo de VSEPR 
(b) Modificaciones de las formas básicas
• Ejercicio: Prediga la foma más probable para SF4
2.3 Modelo de VSEPR 
(b) Modificaciones de las formas básicas
• Ejercicio: Prediga la foma más probable para SF4
Teoria Enlace Valencia
• Teoría de Enlaces de Valencia (VB theory)-Explica como los enlaces se 
forman al interaccionar los orbitales atómicos de los átomos envueltos 
en el enlace.
• Utiliza el concepto de hibridación de orbitales para explicar como 
interaccionan los orbitales atómicos para formar orbitales moleculares
• Fue la primera teoría de mecánica cuántica desarrollada para explicar 
enlaces.
Teoría de enlace de Valencia
Sec 2.4 La Molécula de Hidrógeno
• Cuando dos átomos de hidrógeno están separados se representa como:
• Cuando dos átomos de hidrógeno se acercan para formar un enlace no 
se sabe que electrón le pertenece a que átomo y se representa como:
• El enlace resultante (H-H) produce una superimposición de ambas 
funciones de onda donde ambas ecuaciones son igualde probables 
(combinación lineal de ambas funciones sin normalizar)
Teoría de enlace de Valencia
Sec 2.4 La Molécula de Hidrógeno
• La función de onda del enlace H-H se puede visualizar como la 
probabilidad alta de que ambos electrones se encuentren entre los 
núcleos.
• Cuando se forma el enlace hay una interferencia constructiva entre las 
siguientes funciones (el espín de los electrones tiene que estar pareado 
según Pauli):
• La distribución electrónica obtenida descrita por la superimposición de 
ambas funciones de onda se le conoce como un enlace 𝜎
Teoría de enlace de 
Valencia
Sec 2.4 La Molécula 
de Hidrógeno
• Figura 2.2 muestra la 
formación de enlaces 𝜎
entre orbitales s-s y p-p
• Le enlace 𝜎 tiene una forma 
cilíndrica y simétrica en el 
eje internuclear. Los 
electrones tiene un 
momento angular del orbital 
de cero 
Teoría de enlace de 
Valencia
Sec 2.4 La Molécula 
de Hidrógeno
• Figura 2.3 muestra la variación de 
energía en la molécula con la 
separación intermolecular (R)
• De representa el mínimo de 
energía la cual es menor que si 
los átomos estuvieran separados.
• Si se acercan mucho hay 
repulsión coulombica, si se alejan 
mucho hay atracción
Teoría de enlace de Valencia
Sec 2.5 Moléculas Diatómicas
Homonucleares
• Molécula Diatómica Homonuclear- Molécula que 
se compone de dos átomos iguales
• Para construir VB de N2:
• Hay que considerar la configuración electrónica de 
N
• Primero se forma un enlace 𝜎 por la interacción de 
los orbitales pz
• Px y Py no pueden formar enlaces 𝜎 por la 
orientación en el espacio. Estos forman enlaces 𝜋
• N2 comparte un par de electrones en un enlace 𝜎 y 
dos pares de electrones en dos enlaces 𝜋
Teoría de enlace de Valencia
Sec 2.5 Moléculas Diatómicas
Homonucleares
• ¿Cómo saber la diferencia entre un enlace 𝜎 y un enlace 𝜋?
• Cuando se gira en el eje del enlace 𝜎 180o no hay intercambio 
de lóbulos.
• Cuando se gira en el eje del enlace 𝜋 hay un intercambio de 
lóbulos.
• Enlace 𝜎 Enlace 𝜋
Teoría de enlace de Valencia
Sec 2.6 Moléculas Poliatómicas
• Para explicar VB en moléculas 
poliatómicas utilizaremos H2O
• La configuración electrónica de 
Oxigeno es:
• Oxígeno tiene dos electrones sin 
parear que son pareados con los 
electrones de dos átomos de 
hidrógeno formando enlaces 𝜎
Teoría de enlace de Valencia
Sec 2.6 Moléculas Poliatómicas
• VB falla en predecir el ángulo de enlace para la molécula de H2O . 
Esta teoría predice enlace de 90o cuando en realidad son de 
104.5o.
• También falla cuando predice que carbono solo puede hacer dos 
enlaces en vez de cuatro y esto porque se basa en la configuración 
electrónica de C
• Las deficiencias de VB al tratar de predecir el ángulo de enlace y la 
valencia son corregidos por los conceptos de hibridación y 
promoción
Teoría de enlace de Valencia
Sec 2.6 (a) Promoción
• Promoción-Es la excitación de un electrón a un orbital de mayor energía 
en el transcurso de la formación de un enlace.
• Aunque hay que introducir energía para que pase la promoción, esta es 
justificada por el aumento en la fortaleza o número de enlaces.
• La promoción no es un proceso real donde el átomo es excitado para 
formar el enlace. Lo que se refiere es a la contribución del cambio en 
energía que ocurre cuando los enlaces se forman.
• Como ejemplo, para el átomo de carbono un electrón en 2s pasa a un 
orbital 2p produciendo la siguiente configuración (que le permite hacer 
cuatro enlaces):
Teoría de enlace de Valencia
Sec 2.6 (b) Hipervalencia
• Los elementos del periodo 2 obedecen muy bien la regla del octete.
• En átomos de periodos mayor a 2 no necesariamente obedecen la regla del 
octete:
• Ejemplo: PCl5 demanda 10 electrones en la capa de valencia. Para esto utiliza orbitales 
3d
• SF6 demanda 12 electrones en la capa de valencia. Para esto utiliza orbitales 3d.
• Hipervalencia-La demanda de más de 8 electrones en su capa de valencia.
• Se puede pensar que los átomos en los periodos 1 y 2 no muestran 
hipervalencia porque no tienen orbitales d pero la verdadera razón es que son 
átomos muy pequeños y su geometría no le permite acomodar más de cuatro 
átomos alrededor de estos.
Teoría de enlace de Valencia Sec 2.6 (c) Hibridación
• Los conceptos de hipervalencia y promoción no son suficientes para 
describir la formación de enlaces en una molécula AB4 del grupo 14 
porque implicaría la presencia de tres enlaces 𝜎 de un tipo (de orbitales XB
y XA2p) y cuatro enlaces 𝜎 con otro carácter (XB y XA2s).
• La evidencia empírica desmiente lo antes mencionado y demuestra que en 
una molécula AB4 de cuatro enlaces 𝜎, estos son equivalentes.
• Este problema se resuelve con el concepto de orbitales híbridos donde 
tenemos una interferencia o mezcla entre orbitales A2s y A2p.
• Se puede visualizar partiendo de la premisa que los oritales se combinan 
(de una manera específica y lineal) como onda produciendo interferencias 
constructivas y destructivas.
• Para AB4 hay cuatro combinaciones lineales que producen cuatro orbitales 
híbridos:
Teoría de enlace de Valencia 
Sec 2.6 (c) Hibridación
• Como resultado de la interferencia, cada 
orbital híbrido contiene un lóbulo grande en 
la punta de un tetraedro (imaginario) y uno 
pequeño en direcciónes opuesta. El ángulo 
entre enlaces es de 109.5o.
• Como cada orbital híbrido es construido por 
la mezcla (mejor dicho interferencia) de un 
orbital s y tres p, a este se le conoce como un 
orbital hibrido sp3.
• Los orbitales híbridos imparten dirección a los 
enlaces y de esta manera podemos 
determinar la geometría molecular.
• De esta manera se consolida el concepto de 
VB con la geometría que tiene la molécula
Teoría de enlace de Valencia Sec 2.6 (c) 
Hibridación
Teoría de enlace de Valencia Sec 2.6 (c) 
Hibridación
• Si los signos son ambos positivos o ambos negativos, se dará 
interferencia “constructiva” de ondas y las regiones aumentan o se 
refuerzan.
• Si los signos son opuestos se dará interferencia “destructiva” de ondas y 
las regiones se cancelan.
+
RefuerzoCancelación
+-
¿Por qué Berilio forma dos enlaces?
Be basal
Be promovido
Be con hibridación
Dos orbitales 
sp
Orbitales p
puros
Hibridación sp en BeF2
F FBe- -++++
F FBe
Hibridación sp2 en BF3
• Para explicar por qué boro forma tres enlaces sencillos con un 
arreglo trigonal plano (120°), presumimos que los orbitales 
originales s y p se mezclan
2s
2p
Hibridación sp2 en BF3
33% carácter s
67% carácter p
B basal
B promovido
B con 
hibridación
Tres 
orbitales 
sp2
Orbital
p puros
Hibridación sp2
1 orbital s
2 orbitales p 3 orbitales sp2
Enlaces B-F
Hibridación del Carbono en CH4
• Para explicar por qué carbono forma cuatro enlaces sencillos, 
presumimos que los orbitales originales del carbono se 
mezclan para formar orbitales híbridos
Hibridación sp3 en CH4
C basal
C promovido
C con 
hibridación
Cuatro 
orbitales sp3
25% carácter s
75% carácter p
Hibridación sp3
1 orbital s
3 orbitales p 4 orbitales sp3
Enlaces C-H
Hibridación y enlaces en etano, CH3CH3
• El enlace σ es formado por traslape a lo largo del eje 
internuclear.
• Las moléculas pueden rotar a través de enlaces sencillos.
Orbitales hibridos sp2 en carbono
• Para explicar los enlaces dobles en carbono, se postula 
hibridacion sp2. Estos se producen al combinar un orbital s y 
dos orbitales p. Queda un orbital puro con un electrón.
• Los orbitales p sin hibridizar de cada carbono pueden
traslapar, resultando en la formacion de un enlace π. (el 
segundo enlace)
• En un enlace p hay traslape de lado, y se da por encima y 
debajo del eje internuclear.
• Las partes de la molecula ya no pueden rotar.
Orbitales hibridos sp2 en 
carbono
Enlaces en eteno
Orbitales hibridos sp en carbono
• Cuando carbón forma un enlace triple se postula que este se 
hibridiza para formar dos orbitales sp y quedan dos orbitales 
puros p con un electrón cada uno
Enlaces en etino
• Ahora hay dos orbitales ppuros (en Amarillo) para formar los
enlaces π
Enlaces en etino
P basal
P 
promovido
1 orbital s
2 orbitales p
3 orbitales 
hibridos sp2
2 orbitales
hibridos dp
Hibridacion para fosforo en
PF5
• Se forma un arreglo trigonal bipiramidal
Hibridacion para fosforo en
PF5
Hibridacion sp3d
S basal
S 
promovido
1 orbital s
2 orbitales p
4 orbitales 
hibridos sp2d
2 orbitales
hibridos dp
Hibridacion para azufre en
SF6
1 orbital d
Hibridacion para azufre en SF6
• Se forma un arreglo octahedral
Hibridacion sp3d2