enlace quimico

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ENLACE QUIMICO
QUIMICA l 
Conceptos fundamentales
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Una molécula es un conjunto de dos o más átomos unidos
entre sí por fuerzas “químicas” de naturaleza eléctrica
H2 H2O NH3 CH4
Una molécula diatómica contiene dos átomos
H2, N2, O2, Br2, HCl, CO
Una molécula poliatómica contiene más de dos átomos
O3, H2O, NH3, CH4
3 4
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LOS ELECTRONES SON RESPONSABLES 
DE LAS FUERZAS ATRACTIVAS QUE 
SOSTIENEN LOS ATOMOS EN LOS 
COMPUESTOS
ENLACE QUIMICO
2 CLASES DE ENLACE QUIMICO 2
IONICO Y COVALENTE
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FUERZA DE ATRACCIÓN ELECTROSTÁTICA
Q+ es la carga del catión
Q- es la carga del anión
r es la distancia entre ambos
Ley de Coulomb: La fuerza electrostática (F) de 
atracción (repulsión) es directamente proporcional a la 
carga, e inversamente proporcional al cuadrado de la 
distancia
2r
QQ
kF 
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ENLACE QUIMICO
 ENLACE IONICO
 ES EL RESULTADO DE ATRACCIONES 
ELECTROSTATICAS ENTRE IONES
 LOS IONES SE FORMAN POR LA 
TRANSFERENCIA DE UNO O MAS 
ELECTRONES DE UN ATOMO O GRUPO DE 
ATOMOS A OTRO
 ENLACE COVALENTE
 RESULTA DE COMPARTIR UNO O MAS 
PARES DE ELECTRONES ENTRE DOS 
ATOMOS
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ENLACES IONICO Y COVALENTE
ESTOS DOS TIPOS DE ENLACES REPRESENTAN DOS 
EXTREMOS:
TODOS LOS ENLACES TIENEN DE AMBOS
CARACTERES, IONICO Y COVALENTE
IONICOS: ENLACES 
PREDOMINANTEMENTE IONICOS
COVALENTES : ENLACES 
PREDOMINTEMENTE COVALENTES
COMPUESTOS
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ENLACE IONICO
ELEMENTOS QUE FORMAN COMPUESTOS IONICOS
ATOMOS DE ELEMENTOS CON BAJA ENERGIA DE 
IONIZACION TIENDEN A FORMAR CATIONES
AQUELLOS CON ALTA ELECTRONEGATIVIDAD Y 
AFINIDAD ELECTRONICA ALTAMENTE NEGATIVA 
TIENDEN A FORMAR ANIONES
LOS ELEMENTOS MAS PROBABLES DE FORMAR 
CATIONES EN COMPUESTOS IONICOS SON LOS 
METALES ALCALINOS (GRUPO IA) Y LOS METALES 
ALCALINOTERREOS (GRUPO llA)
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ENLACE IONICO
LOS ELEMENTOS MAS PROBABLES DE FORMAR 
ANIONES SON LOS HALOGENOS ( GRUPO VllA) Y 
LOS DEL GRUPO VlA
UNA GRAN DIFERENCIA EN ELECTRONEGATIDADES
DE DOS ELEMENTOS FAVORECE LA FORMACION DE 
ENLACE IONICO
ELEMENTOS QUE FORMAN COMPUESTOS IONICOS
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Los compuestos iónicos consisten de una 
combinación de cationes y aniones
(La suma de las cargas de los cationes y aniones 
debe dar cero)
El compuesto iónico NaCl
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ENLACE IONICO
ISOELECTRONICO
CON He
ISOELECTRONICO
CON Ne
ó LiF
EJEMPLO: EL COMPUESTO IONICO FLUORURO DE LITIO
1s2 2s1
••• •
–••
•••Li + F Li+ + F••• ••••
1s2 2s2 2p5
CONFIG. DEL GAS 
NOBLE ANTERIOR (He)
1s2
CON LA CONFIG. DEL GAS 
NOBLE QUE LE SIGUE (Ne)
1s2 2s2 2p6
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ENLACE IONICO
POR CONVENIENCIA CONSIDERE LA REACCION EN 
VARIOS PASOS:
IONIZACION DEL LITIO: •Li Li+ + 1e-
••
••
••
••
ACEPTACION DE UN e-
POR PARTE DEL FLUOR: F + 1e- F• •• • •• •
–
LOS DOS IONES SE UNEN PARA 
FORMAR UNA UNIDAD DE LiF Li++ F Li+ F
•• ••• •• •••
– • •• •••
–
LA SUMA DE LAS TRES
REACCIONES ES:
Li + F Li+ F• • ••••
•• • •• •
••
••
–
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ENLACE IONICO
OTRAS REACCIONES QUE LLEVAN A LA 
FORMACION DE COMPUESTOS IONICOS:
EL CALCIO SE QUEMA EN OXIGENO ...
2Ca(s) + O2(g) 2CaO (s)
Ca •• + O• •
• •
••
Ca+2 O-2
••
••
•• ••
[Ar] 4s2 1s2 2s2 2p4 [Ar] [Ne]
TRANSFERENCIA DE DOS ELECTRONES
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ENLACE COVALENTE
SE FORMA CUANDO DOS ATOMOS COMPARTEN
UNO O MAS PARES DE ELECTRONES
Ej.: FORMACION DE LA MOLECULA DIATOMICA DE H2
CADA ATOMO DE HIDROGENO TIENE 
CONFIGURACION 1s1
A MEDIDA QUE SE ACERCAN LOS DOS ATOMOS, 
EL ELECTRON DE CADA H ES ATRAIDO POR EL 
NUCLEO DEL OTRO H, ASI COMO POR SU PROPIO 
NUCLEO
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ENLACE COVALENTE
SI LOS DOS ELECTRONES TIENEN SPIN OPUESTO, AMBOS 
ELECTRONES OCUPARAN PREFERENCIALMENTE LA REGION 
ENTRE LOS DOS NUCLEOS, PUESTO QUE SON ATRAIDOS 
POR AMBOS
LOS ELECTRONES ESTAN COMPARTIDOS POR LOS DOS 
ATOMOS DE HIDROGENO, i.e., SE FORMA UN ENLACE 
COVALENTE SIMPLE
LOS DOS ORBITALES 1s “OVERLAPAN” (SE “TRASLAPAN”) 
DE TAL FORMA QUE AMBOS ELECTRONES ESTAN 
OCUPANDO LOS ORBITALES DE AMBOS ATOMOS DE 
HIDROGENO, ASI CADA ATOMO DE HIDROGENO ADQUIERE 
LA CONFIGURACION DEL HELIO, 1s2
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Variación en la densidad 
electrónica de dos átomos 
de hidrógeno a medida que 
se aproximan uno al otro
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ENLACE COVALENTE
LOS ATOMOS ENLAZADOS TIENEN MAS BAJA 
ENERGIA QUE LOS ATOMOS SEPARADOS
• SIN EMBARGO, A MEDIDA QUE LOS DOS 
ATOMOS SE ACERCAN MAS EL UNO AL OTRO, 
LA REPULSION ENTRE LOS DOS NUCLEOS 
AUMENTA RAPIDAMENTE A CIERTA DISTANCIA 
SE ALCANZA UN MINIMO DE ENERGIA
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ENERGIA POTENCIAL DE LA MOLECULA H 2 COMO 
FUNCION DE LA DISTANCIA ENTRE LOS DOS NUCLEOS
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ENLACE COVALENTE
EL COMPARTIMENTO DE ELECTRONES RESULTA 
EN QUE CADA ATOMO ADQUIERE UNA 
CONFIGURACION ELECTRONICA MAS ESTABLE 
(GENERALMENTE LA CONFIGURACION DEL GAS 
NOBLE MAS CERCANO)
LA MAYORIA DE LOS ENLACES COVALENTES INVOLUCRAN 2, 
4 ó 6 ELECTRONES (i.e. : 1, 2 ó 3 PARES DE ELECTRONES)
SIMPLE
DOBLE
TRIPLE
CUANDO 
COMPARTEN
1 
2
3
PARES DE 
ELECTRONES
DOS ATOMOS FORMAN 
ENLACE COVALENTE
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ENLACE COVALENTE
NOTACION DE LEWIS
EL PAR ELECTRONICO COMPARTIDO SE 
REPRESENTA ESCRIBIENDO DOS PUNTOS 
ENTRE LOS DOS SIMBOLOS ATOMICOS
PARA SIMPLIFICAR, EL PAR COMPARTIDO SE 
REPRESENTA MEDIANTE UNA RAYA
H2 H• + H• H:H H-H
H-F• •
• •
• •
HF H• + F
• H F• •• •
¿Por qué compartirían electrones dos átomos?
F F+
7e- 7e-
F F
8e- 8e-
F F
F F
Estructura de Lewis para F2
Pares de e¯ sPares de e¯ s
Pares de e¯ sPares de e¯ s
Enlace covalente simple
Enlace covalente simple
8e-
H HO+ + OH H O HHo
2e- 2e-
Estructura de Lewis para el agua
Doble enlace – dos átomos comparten dos pares de electrones
Enlace covalente simple
O C O o O C O
8e- 8e-8e- Enlaces dobles
Triple enlace – dos átomos comparten tres pares de electrones
N N
8e- 8e-
N N
Triple enlace
o
Enlaces dobles
Triple enlace
CO2
N2
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ENLACE COVALENTE- NOTACION DE LEWIS
NOTESE QUE ALGUNOS ELECTRONES NO 
PARTICIPAN EN LA FORMACION DE ENLACES 
COVALENTES. ESTOS SE LLAMAN PARES 
“SOLITARIOS”, “LIBRES” O “NO-ENLAZANTES”
O HH
F F
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“LA REGLA DEL OCTETE” DE LEWIS
TODO ATOMO (DIFERENTE DEL HIDROGENO) TIENDE A 
FORMAR TANTOS ENLACES COVALENTES COMO SEA 
POSIBLE PARA VERSE RODEADO POR OCHO
ELECTRONES “DE VALENCIA” (PARA “COMPLETAR EL 
OCTETE”)
Ejemplo:
DE 
VALENCIA?
Los electrones de valencia son los últimos electrones
de un orbital en un átomo, que son los que intervienen
en los enlaces químicos
1A 1ns1
2A 2ns2
3A 3ns2np1
4A 4ns2np2
5A 5ns2np3
6A 6ns2np4
7A 7ns2np5
Grupo # de e- valenciae- configuración
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LA REGLA DEL “OCTETE” DE LEWIS
Ejemplo.- MOLECULAS CON ENLACES MULTIPLES
CO2
ETILENO 
C2H4
28
ACETILENO, C2H2
H C C H•• •••••• •• HCC–H
2 N•
••
•
• NN••••óN N••••••• •• •
NITROGENO, N2
LA REGLA DEL “OCTETE” DE LEWIS
MAS MOLECULAS CON ENLACES MULTIPLES:
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LONGITUD DE LOS ENLACES COVALENTES
Longitud
Triple enlace < Doble enlace < Enlace simple
Observe:
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ESTRUCTURAS DE LEWIS (VERSION EXPANDIDA )
1- SUME LOS ELECTRONES DE VALENCIA DE TODOS 
LOS ATOMOS
PARA UN ANION (ION NEGATIVO) AÑADA UN 
ELECTRON POR CADA CARGA NEGATIVA
PARA UN CATION (ION POSITIVO) SUSTRAIGA UN 
ELECTRON POR CADA CARGA POSITIVA
NOTA: NO SE PREOCUPE POR QUÉ
ELECTRON VIENE DE QUÉ ATOMO
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2- ESCRIBA LOS SIMBOLOS DE LOS ATOMOS E 
INDIQUE QUÉ ATOMO ESTA ENLAZADO A CUAL, 
CONECTANDOLOS CON UN ENLACE SIMPLE
ESTRUCTURA DE LEWIS (VERSION EXPANDIDA)
CUANDO UN ATOMO CENTRAL TIENE UN GRUPO DE ATOMOS 
ENLAZADOS A EL, EL ATOMO CENTRAL (USUALMENTE EL 
ATOMO MENOS ELECTRONEGATIVO) SE ESCRIBE PRIMERO
Ej: CO3-2 Y SF4
LAS FORMULAS QUIMICAS A MENUDO SE ESCRIBEN, EN EL 
ORDEN EN QUE LOS ATOMOS ESTAN CONECTADOS EN LA 
MOLECULA O ION
Ej: HCN
EN OTROS CASOS SE REQUIERE MAS INFORMACION
NOTAS:
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3- COMPLETE EL OCTETE DE LOS ATOMOS 
ENLAZADOS AL ATOMO CENTRAL (OJO: EXCEPTO H)
4- COLOQUE CUALQUIER ELECTRON “DE SOBRA” 
SOBRE EL ATOMO CENTRAL, AUN SI AL HACERLO SE 
VIOLE LA REGLA DEL OCTETE5- SI NO HAY SUFICIENTES ELECTRONES PARA 
COMPLETAR EL OCTETE AL ATOMO CENTRAL, USE 
LOS PARES SOLITARIOS DE LOS ATOMOS 
ENLAZADOS AL ATOMO CENTRAL, PARA FORMAR 
ENLACES DOBLES O TRIPLES
ESTRUCTURA DE LEWIS (VERSION EXPANDIDA)
Ejemplos: PCl3 , CH2Cl2 , HCN , BrO3- , PO4-3 , 
NH4+ , CO32- , NO3-
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ENLACES COVALENTES NO -POLARES
 EN UN ENLACE NO-POLAR ( Ej: H2 , Cl2 , etc.) EL PAR
DE ELECTRONES ES COMPARTIDO IGUALMENTE 
POR LOS DOS NUCLEOS
 EN X2 AMBOS ATOMOS SON IGUALES , POR LO 
TANTO TIENEN LA MISMA E.N.* Y LOS ELECTRONES 
COMPARTIDOS SON IGUALMENTE ATRAIDOS POR 
AMBOS NUCLEOS, PASANDO EL MISMO TIEMPO 
CERCA A CADA NUCLEO
EN EL ENLACE COVALENTE NO-POLAR
LA DENSIDAD ELECTRONICA ES 
SIMETRICA CON RESPECTO AL 
PLANO PERPENDICULAR A LA LINEA 
QUE UNE LOS DOS NUCLEOS
*RECORDAR QUE DEFINIMOS ELECTRONEGATIVIDAD COMO 
LA TENDENCIA DE UN ATOMO A ATRAER ELECTRONES HACIA 
SI, EN UN ENLACE QUIMICO
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POLARIDAD EN MOLECULAS DIATOMICAS
HETERONUCLEARES
EN H-F EL HIDROGENO Y EL FLUOR NO SON IGUALES: 
NO ATRAEN LOS ELECTRONES IGUALMENTE
ENH = 2.1 ENF = 4.0 F ATRAE EL PAR ELECTRONICO MAS 
FUERTEMENTE QUE H
LA DISTRIBUCION DE LA DENSIDAD ELECTRONICA 
ES ASIMETRICA : LA NUBE ELECTRONICA ESTA 
DISTORCIONADA EN LA DIRECCION DEL ATOMO 
MAS ELECTRONEGATIVO, F
H F
FH
Mayor electronegatividad
Menor electronegatividad
d+ d-
ESTA DISTORSION DE DENSIDAD ELECTRONICA 
DEJA AL H “ALGO POSITIVO”:
d+ d-
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POLARIDAD EN MOLECULAS DIATOMICAS
HETERONUCLEARES
d- INDICA UNA CARGA NEGATIVA PARCIAL ;
ESTO SIGNIFICA QUE EL “TERMINAL F” DE LA
MOLECULA ES NEGATIVO CON RESPECTO AL
“TERMINAL H”
d INDICA UNA CARGA POSITIVA PARCIAL ; i.e: EL 
TERMINAL H DE LA MOLECULA ES POSITIVO 
CON RESPECTO AL TERMINAL F
OJO: NO SE ESTA DICIENDO QUE H TIENE 
CARGA +1 ó QUE F TIENE CARGA –1 !!!
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POLARIDAD EN MOLECULAS DIATOMICAS
HETERONUCLEARES
ENLACES COVALENTES EN LOS CUALES LOS PARES DE 
ELECTRONES NO SON IGUALMENTE COMPARTIDOS, SE 
LLAMAN ENLACES COVALENTES POLARES
UN ENLACE COVALENTE POLAR PUEDE SER CONSIDERADO 
COMO UN INTERMEDIO ENTRE UN ENLACE COVALENTE 
PURO (NO POLAR: LOS ELECTRONES SON COMPARTIDOS 
IGUALMENTE Y UN ENLACE IONICO PURO (COMPLETA 
TRANSFERENCIA DE ELECTRONES DE UN ATOMO AL OTRO)
DE HECHO,
EL SIMBOLO d DENOTA UN CARÁCTER IONICO 
PARCIAL
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POLARIDAD EN MOLECULAS DIATOMICAS
REGLA QUE SE APLICA A LA MAYORIA (NO TODOS) DE LOS 
COMPUESTOS IONICOS:
EL MOMENTO DIPOLAR SE 
DEFINE COMO EL PRODUCTO 
DE LA DISTANCIA QUE SEPARA 
DOS CARGAS DE IGUAL 
MAGNITUD Y SIGNO OPUESTO 
Y LA MAGNITUD DE LA CARGA
UN ENLACE IONICO SE FORMA CUANDO LA 
DIFERENCIA EN ELECTRONEGATIVIDAD ENTRE LOS 
DOS ATOMOS ENLAZANTES ES MAYOR QUE 2
+Q -Q
Qr
r
H F
Región de alta
densidad electrónica
Región de baja
densidad electrónica
d d
 = Q r
Q es la carga
r es la distancia entre las dos cargas
1 D = 3.36 x 10-30 C m
POLARIDAD EN MOLECULAS DIATOMICAS
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CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES POR ELECTRONEGATIVIDAD
0 Covalente no-polar
 2 Iónico
0 < y <2 Covalente Polar
Diferencia Tipo de enlace
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Clasifique los enlaces siguientes como iónico, covalente 
polar, o covalente no polar: el enlace en CsCl; el enlace 
en H2S y los enlaces en H2NNH2.
Cs – 0.7 Cl – 3.0 3.0 – 0.7 = 2.3 Iónico
H – 2.1 S – 2.5 2.5 – 2.1 = 0.4 Covalente polar 
N – 3.0 N – 3.0 3.0 – 3.0 = 0 Covalente no polar
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MOMENTO DIPOLAR
EL MOMENTO DIPOLAR SE MIDE COLOCANDO UNA 
MUESTRA DE LA SUSTANCIA ENTRE DOS PLACAS 
Y APLICANDO UN VOLTAJE:
LAS MOLECULAS SE ALINEAN EN EL CAMPO 
ELECTRICO PRODUCIENDO UNA DISMINUCIÓN EN 
EL VOLTAGE APLICADO
EN GENERAL
EN MOLECULAS DIATOMICAS EL MOMENTO 
DIPOLAR AUMENTA A MEDIDA QUE AUMENTA LA 
DIFERENCIA EN ELECTRONEGATIVIDADES DE 
LOS ATOMOS
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MOMENTO DIPOLAR
Ejemplo:
SUSTANCIA  (EN)
HF 1.91 D 1.9
HCl 1.03 0.9
HBr 0.79 0.7
HI 0.38 0.4
H-H 0 0
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MOMENTO DIPOLAR
El MOMENTO DIPOLAR DE ENLACES INDIVIDUALES
PUEDE MEDIRSE SOLO EN MOLECULAS DIATOMICAS
EL MOMENTO 
DIPOLAR  DE 
MOLECULAS
POLIATOMICAS
DEPENDE DE
GEOMETRIA
MOLECULAR
PRESENCIA DE
PARES SOLITARIOS
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CARGA FORMAL DE UN ATOMO EN 
UNA ESTRUCTURA DE LEWIS
ES LA CARGA QUE TENDRIA EL ATOMO EN 
LA ESTRUCTURA, SI TODOS LOS ATOMOS 
TUVIERAN LA MISMA ELECTRONEGATIVIDAD
UTIL PARA DECIDIR ENTRE VARIAS 
ESTRUCTURAS LEWIS (NINGUNA DE LAS 
CUALES VIOLA LA REGLA DEL OCTETE)
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1. TODOS LOS ELECTRONES SOLITARIOS (NO 
COMPARTIDOS) SE ASIGNAN AL ATOMO EN QUE SE 
ENCUENTRAN
2. LA MITAD DE LOS ELECTRONES ENLAZADOS 
(COMPARTIDOS) SE ASIGNAN A CADA ATOMO DE UN 
ENLACE
3. LA CARGA FORMAL DE UN ATOMO ES IGUAL AL 
NUMERO DE ELECTRONES DE VALENCIA EN EL ATOMO 
LIBRE MENOS EL NUMERO DE ELECTRONES 
ASIGNADOS AL ATOMO EN LA ESTRUCTURA DE LEWIS
PARA HALLAR LA CARGA FORMAL :
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Continuación:
LA ESTRUCTURA DE LEWIS MAS ESTABLE ES 
AQUELLA EN QUE:
 LOS ATOMOS LLEVAN LA CARGA FORMAL MAS 
PEQUEÑA 
Y
 LAS CARGAS NEGATIVAS SE ENCUENTRAN 
SOBRE LOS ATOMOS MAS ECTRONEGATIVOS.
PARA HALLAR LA CARGA FORMAL :
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CARGA FORMAL
NOTA IMPORTANTE
AUNQUE UTIL PARA HALLAR LA ESTRUCTURA 
DE LEWIS MAS ESTABLE, HAY QUE TENER EN 
CUENTA QUE LAS CARGAS FORMALES NO 
REPRESENTAN LAS CARGAS REALES EN LOS 
ATOMOS
NOTESE TAMBIEN QUE
 EN UNA MOLECULA NEUTRA, LA SUMA DE LAS 
CARGAS FORMALES ES CERO
 EN UN ION POLIATOMICO, LA SUMA DE LAS CARGAS 
FORMALES ES IGUAL A LA CARGA DEL ION
51
CARGA FORMAL
Ejemplo
CO2 2 O C TOTAL: 16 e-s• •
•• ••
••
• •
O = C = O •O – C  O•••• •••• ••••• ••
e- s de valencia 6 4 6 6 4 6
e-s asig. Lewis 6 4 6 7 4 5
CARGA FORMAL 0 0 0 -1 0 1
2 POSIBILIDADES :
52
ION ISOCIANATO NCS-
• •N C S TOTAL: 16 
e‘s
••
• • • •
•• •••••
N = C = S N  C – S N – C  S•••• •••• •••• •••••• •• •• ••
e-s valencia 5 4 6 5 4 6 5 4 6
e-s asig. Lewis 6 4 6 5 4 7 7 4 5
CARGA FORMAL -1 0 0 0 0 -1 -2 0 1
CARGA FORMAL
Ejemplo
3 POSIBILIDADES :
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Ocurre cuando dos o más estructuras para una misma 
molécula no pueden ser representadas gráficamente por una 
sola estructura de Lewis
O O O
+ -
OOO
+-
RESONANCIA
SE DICE QUE LAS 2 ESTRUCTURAS SON 
ESTRUCTURAS RESONANTES DEL OZONO O 
QUE EL OZONO EXHIBE RESONANCIA
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RESONANCIA
LA RESONANCIA SE INDICA CON 
EL SIMBOLO  NO SIGNIFICA QUE LA 
MOLECULA PASA DE UNA ESTRUCTURA 
A LA OTRA, SINO QUE LA ESTRUCTURA 
REAL ES UN PROMEDIO DE LAS DOS
O C O
O
- -
O C O
O
-
-
OCO
O
-
-
Cuáles son las estructuras de resonancia 
para el ion carbonato (CO32-)?
RESONANCIA
LOS ENLACES CARBONO-OXIGENO EN EL ION 
CARBONATO NO SON NI DOBLES NI SIMPLES , 
SINO UN INTERMEDIO ENTRE LOS DOS
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RESONANCIA
DEMOSTRADO EXPERIMENTALMENTE .-
LA LONGITUD DEL ENLACE (DISTANCIA ENTRE LOS 
NUCLEOS DE C y O) ES EL PROMEDIO ENTRE 
DOBLE Y SIMPLE:
TIPICO ENLACE SIMPLE C–O 1.43 Å
TIPICO ENLACE DOBLE C=O 1.22 Å
EN CARBONATO 1.29 Å
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RESONANCIA
SE DICE QUE LOS ELECTRONES DEL ENLACE 
ESTAN DESLOCALIZADOS , LO CUAL SE INDICA 
CON EL SIMBOLO
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RESONANCIA
NOTA IMPORTANTE:
LAS ESTRUCTURAS DE LEWIS NO NECESARIAMENTE 
MUESTRAN LA FORMA DE LAS MOLECULAS
Ejemplo: SO2 ES ANGULAR, NO LINEAL
OTRO EJEMPLO: SO2 (18 ELECTRONES)
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EXCEPCIONES DE LA REGLA DEL OCTETE
LA MAYORIA DE LOS ENLACES COVALENTES DEL Be
EL BERILIO FORMA SOLO DOS ENLACES 
COVALENTES, CUANDO SE ENLAZA CON OTROS DOS 
ATOMOS
OCTETE INCOMPLETO
CON SOLO 4 e-´S NO HAY 
MANERA DE COMPLETAR UN 
OCTETE
Ejemplo: H HBe
Be – 2e-
2H – 2x1e-
4e-
BeH2
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LA MAYORIA DE LOS COMPUESTOS COVALENTES 
DEL GRUPO 3A, ESPECIALMENTE BORO Y ALUMINIO
B Y Al FORMAN SOLO 3 ENLACES COVALENTES 
CUANDO SE ENLAZAN CON OTROS 3ATOMOS
Ejemplo:
EXCEPCIONES DE LA REGLA DEL OCTETE
BF3
B – 3e-
3F – 3x7e-
24e-
F B F
F
OCTETE INCOMPLETO
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EXCEPCIONES DE LA REGLA DEL OCTETE
COMPUESTOS O IONES EN QUE EL ELEMENTO 
CENTRAL TIENE MAS DE 8 ELECTRONES 8
EL ASUFRE, SIN EMBARGO, FORMA MUCHOS COMPUESTOS 
QUE OBEDECEN LA REGLA DEL OCTETE. Ej: SCl2
ESTE CASO DE OCTETE EXPANDIDO OCURRE CON ELEMENTOS 
MAS ALLA DEL TERCER PERIODO DE LA TABLA PERIODICA
Ejemplo:
OCTETE “EXPANDIDO”
SF6
S – 6e-
6F – 42e-
48e-
S
F
F
F
F
F
F
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EXCEPCIONES DE LA REGLA DEL OCTETE
COMPUESTOS O IONES QUE CONTIENEN UN 
NUMERO IMPAR DE ELECTRONES
Ejemplo: OXIDO NITRICO
N – 5e-
O – 6e-
11e-
NO
N O
También: DIOXIDO DE 
NITROGENO
Pregunta de examen
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Al óxido nitroso, N2O, se le conoce como "gas hilarante". Cual es la carga formal del 
átomo de nitrógeno central en la estructura de Lewis más favorable basada en la 
minimización de la carga formal global? (La conectividad de átomos es N–N–O.)
A) –2
B) –1
C) 0
D) +1
E) +2