estructurasatomicaymolecular2023res

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QUÍMICA GENERAL
FACULTAD DE CIENCIAS EXACTAS Y NATURALES
UNIVERSIDAD NACIONAL DE CUYO
2023
ESTRUCTURAS	ATÓMICA	Y	
MOLECULAR
MATERIA
Todo	lo	que	tiene	masa
MEZCLAS
• Composición variable.
• Los componentes conservan sus propiedades.
• Pueden separarse en sustancias puras por métodos
físicos.
• Las mezclas de composición diferente pueden
tener propiedades muy distintas.
SUSTANCIAS	PURAS
• Composición	fija.
• No	pueden	separarse	en	sustancias	más	simples	
por	métodos	físicos.
• Su	identidad	y	propiedades	solo	pueden	
modificarse	por	métodos	químicos.
• Sus	propiedades	no	varían.
Mezclas	homogéneas
Tienen	la	misma	
composición	en	todas	
sus	partes.
Sus	componentes	son	
indistinguibles.
Mezclas	heterogéneas
No	tienen	la	misma	
composición	en	todas	
sus	partes.
Sus	componentes	se	
pueden	distinguir.
Compuestos
Pueden	descomponerse	
en	sustancias	más	
simples	mediante	
cambios	químicos	
siempre	en	proporción	
definida.
Elementos
No	pueden	
descomponerse	en	
sustancias	más	sencillas	
por	medios	de	cambios	
químicos.
Cambios	físicos
Cambios	químicos
Partículas	subatómicas	y	teorías	atómicas
Un átomo es la unidad constituyente más pequeña de la materia que tiene las propiedades
de un elemento químico y que puede intervenir en una combinación química.
Los átomos y, por lo tanto, toda la materia, se componen principalmente de tres partículas
fundamentales: electrones, protones y neutrones. Es esencial conocer las naturaleza y
funciones de estas partículas para comprender las relaciones químicas.
Partícula Masa	(uma) Carga	(escala	relativa)
Electrón	(e-) 0,00054858 1-
Protón	(p	o	p+) 1,0073 1+
Neutrón 1,0087 Sin	carga
El número de protones en un átomo recibe el nombrede número atómico (Z).
El número total de protones y neutrones de un átomo se llama número másico (A).
Elementos que tienen igual Z y diferentes A (varían en el número de neutrones) son isótopos.
Cada elemento químico se representa a través de su símbolo químico.
𝑋"#
Naturaleza	
eléctrica	de	la	
materia
Interacción	de	la	
materia	con	la	
energía	en	forma	de	
luz
Estos estudios indican
que los átomos se
componen de partículas
fundamentales y ayudan
a describir la distribución
de esas partículas en los
átomos.
Comprende el estudio de
los colores de la luz que
absorben o emiten las
sustancias. Permite
conocer con más detalle
la distribución de las
partículas en los átomos.
Ejemplo
Símbolo Númeroatómico
Número
másico
Cantidad
de
protones
Cantidad
de
neutrones
Cantidad
de
electrones
Isótopo
35
Cl
17
17 35 17 18 17
36
Cl
17
64
Cu
29
ESTRUCTURA	ELECTRÓNICA	DE	LOS	ÁTOMOS
Cuando se observa un objeto cotidiano o la
muestra de una sustancia química es preciso
imaginar los átomos que los componen.
Para comprender la materia que nos rodea es
preciso descubrir cómo son los átomos que la
forman, lo que se logra comprendiendo la
estructura electrónica de los átomos, esto es,
la descripción de cómo se disponen los
electrones alrededor de su núcleo.
Cuando se inicia la travesía al interior del átomo, se descubre un
escenario fascinante,que la Física Clásica no puedeexplicar.
El abordaje del estudio del interior de los átomos se construye desde cuatros
aspectos:
1. Revisión de los experimentos que condujeron al modelo nuclear actual del
átomo y de la implicancia de la espectroscopia para brindar información
acerca de la disposición de los electrones alrededor del núcleo.
2. Descripción de los experimentos que llevaron a la sustitución de la mecánica
clásica por la mecánica cuántica, incorporando algunas características
centrales.
3. Aplicación de los conceptos analizados para el átomo de Hidrógeno.
4. Extensión a todos los elementos y el análisis de las bases de la Tabla
Periódica.
ESTRUCTURA	ELECTRÓNICA	DE	LOS	ÁTOMOS
EVOLUCIÓN	DEL	MODELO	ATÓMICO
*-
-
-
-
-
-
+
++
+
+
John	Dalton
(1808)
J.J.	Thomson
(1904)
E.	Rutherford
(1909)
N.	Bohr
(1913)
E.	Schrödinger
(1926)
Modelo	
atómico Modelo	
del	budín Modelo	
nuclear Modelo	de	
niveles	de	energía
Modelo	nube	
de	electrones
LIMITACIONES	DE	LA	FÍSICA	CLÁSICA
A finales del siglo XIX aparecieron algunos fenómenos físicos experimentales
que pusieron en duda las leyes clásicas aplicadas a la interacción entre la
radiación electromagnética y la materia.
Los objetos grandes (macroscópicos) como una pelota de golf, obedecen a las leyes de la física
clásica (Leyes de Newton) pero esto no sucede con las partículas pequeñas, como los átomos
(microscópicos).
Gracias a los aportes de investigadores como Planck, Einstein, De Broglie, Davisson y Germer, entre
otros, resulta más eficaz tratar a los electrones en los átomos como ondas y no como partículas
compactas viajando en órbitas definidas.
Para estudiar estos “sistemas microscópicos” aparece una mecánica diferente, la física cuántica,
que se basa en las propiedades ondulatorias de la materia. La cuantización de la energía es una
consecuencia de este comportamiento.
Principio de incertidumbre de Heisenberg
Es imposible determinar con exactitud el momento y
la posición de un electrón (o de cualquier otra
partícula muy pequeña) en forma simultánea.
PROBABILIDAD
MECÁNICA	CUÁNTICA
ID
EA
S	B
ÁS
IC
AS
Los	átomos	y	las	moléculas	solo	pueden	existir	en	ciertos	estados	de	
energía.	En	cada	estado	posee	una	energía	definida.	Para	cambiar	de	
estado	deber	absorber	o	emitir	energía	suficiente	para	alcanzar	otro	
estado.
Cuando	los	átomos	o	moléculas	emiten	o	absorben	radiación	(luz),	modifican	
su	energía.	Este	cambio	de	energía	está	relacionado	con	la	frecuencia	o	con	la	
longitud	de	onda	de	la	luz	que	emite	o	absorbe.	La	energía	que	gana	o	pierde	
un		átomo	al	cambiar		de	estado	es	igual	a	la	energía	del	fotón	emitido	o	
absorbido	durante	la	transición.
Los	estados	permitidos	de	los	átomos	o	moléculas	pueden	describirse	
mediante	una	serie	de	números	llamados	números	cuánticos.
El enfoque matemático de la mecánica cuántica
implica el tratamiento del electrón en un átomo
como una onda estacionaria.
ERWIN	SCHRÖDINGER PAUL	DIRAC
NÚMEROS	CUÁNTICOS
Las soluciones de las 
ecuaciones de 
Schrödinger y Dirac para 
átomos de hidrógeno 
dieron funciones de onda, 
ψ, que describen los 
estados del electrón del 
átomo de hidrógeno. 
Posteriormente	estos	
números	cuánticos	se	
aplicarán	para	designar	la	
distribución	electrónica	de	
todos	los	átomos,	las	
llamadas	configuraciones	
electrónicas.
Estos	números	cuánticos	
definen	los	niveles	de	
energía	de	los	electrones	y	
las	formas	de	los	orbitales
que	describen	las	
distribución	de	los	
electrones	en	el	espacio.	
Un	orbital	atómico	es	una	región	del	espacio	en	 la	que	existe	 una	gran	probabilidad	de	
encontrar	un	electrón.
NÚMEROS	CUÁNTICOS
• Describe el nivel principal de energía o capa que
ocupa un electrón.
• Se representa con n y puede tomar valores enteros y
positivos: 1, 2, 3, 4, …
NÚMERO	CUÁNTICO	PRINCIPAL
• Designa	un	subnivel	o	una	forma	específica	del	orbital	
atómico	que	puede	ocupar	un	electrón.
• Se	representa	con	la	letra	l y	puede	tomar	valores	
enteros	que	van	desde	0	hasta	(n-1).
NÚMERO	CUÁNTICO	DEL	
MOMENTO	ANGULAR
• Designa	a	un	orbital	específico	en	un	subnivel	y	su	
orientación	en	el	espacio.
• Se	representa	con	la	letra	m y	puede	tomar	valores	
que	van	desde	–l,	pasando	por	0,	hasta	+l
NÚMERO	CUÁNTICO	MAGNÉTICO
• Se	refiere	al	giro	del	electrón	y	a	la	orientación	del	
campo	magnético	que	genera	este	giro.
• Puede	tomar	valores	de	+1/2	y	-1/2.NÚMERO	CUÁNTICO	DEL	ESPÍN
n l m s
Electrones	
por	
subnivel
Electrones	
por	nivel
1 0	(1s) 0 +1/2,	-1/2 2 2
2 0	(2s)
1 (2p)
0
-1,	0,	+1
+1/2,	-1/2
+1/2,	-1/2
Por	cada	valor	
de	m
2
6
8
3 0	(3s)
1 (3p)
2	(3d)	
0
-1,	0,	+1
-2,	-1,	0	+1, +2
+1/2,	-1/2
+1/2,	-1/2
+1/2,	-1/2
Por	cada	valor	
de	m
2
6
10
18
4 0	(4s)
1 (4p)
2	(4d)	
3	(4f)
0
-1,	0,	+1
-2,	-1,	0	+1, +2
-3,	-2,	-1,	0,	+1,	+2,	+3
+1/2,	-1/2
+1/2,	-1/2
+1/2,	-1/2
+1/2,	-1/2
Por	cada	valor	
de	m
2
6
10
14
32
FORMA	DE	LOS	ORBITALES	ATÓMICOS	(s,	p,	d	y	f)
ENERGÍAS	RELATIVAS	DE	LOSNIVELES,	SUBNIVELES	Y	ORBITALES
EN
ER
GÍ
A
1s
2s
3s
4s
2p
3p
3d
1s
2s
2p
3s
3p
4s
3d
4p
4d
4f
Desdoblamiento	de	los	niveles	de	Energía
(Átomos	multielectrónicos)
EN
ER
GÍ
A	
CR
EC
IE
NT
E
n	=	1
n	=	2
n	=	3
n	=	4
CONFIGURACIÓN	ELECTRÓNICA	
La configuración electrónica indica la manera en la cual los electrones se
estructuran, comunican u organizan en un átomo de acuerdo con el
modelo de la mecánica cuántica.​ Permite llenar casilleros en los
diagramas de niveles y subniveles.
Para el llenado de los orbitales se deben cumplir ciertas reglas:
1-Principio de exclusión de Pauli: “Dos electrones en un átomo no
pueden tener los cuatro números cuánticos iguales.”
2-Regla de Hund de Máxima multiplicidad:
“Todos los orbitales de un subnivel dado primero se ocupan con un solo
electrón antes de comenzar el apareamiento. Estos electrones
desapareados tienen espines paralelos.”
3- En la descripción de la configuración electrónica del estado
fundamental, la idea conductora es que la energía total del átomo es la
más baja posible. Para determinar estas configuraciones se utiliza el
Principio de Construcción de Aufbau.
Máxima	cantidad	de	electrones	por	orbital
• Orbital s à 2 e-
• Orbital p à 6 e-
• Orbital d à 10 e-
• Orbital f à 14 e-
ORDEN	DE	LLENADO
Configuración	electrónica	de	iones
Para escribir la configuración de un catión se resta al número atómico
(número de electrones del elemento neutro), la carga positiva que tiene el
catión.
Ejemplo:
Elemento	 3Li			
Configuración:	es	1s2	2s1
Catión	Li+1
Configuración:	es	1s2
Para escribir la configuración de un anión se suma al número atómico
(número de electrones del elemento neutro), la carga negativa que tiene el
anión.
Ejemplo:
Elemento	 8O	
Configuración:	es	1s2 2s2 2p4
Anión	O-2
Configuración:	es	1s2 2s2 2p6
Estabilidad	adicional
Configuración Electrónica del Cu.
• Teórica:
29Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9
• Real
29Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10
Niveles completos o semicompletos confieren estabilidad adicional.
• Realice la distribución electrónica de las siguientes especies
químicas:
Hierro
Catión ferroso
Catión férrico
Azufre
Anión sulfuro
Cromo
• Escribir un conjunto aceptable de cuatro números cuánticos que
describanal últimoelectrón deunátomo de cloro.
Ejercitación
TABLA	PERIÓDICA
En 1869, Dimitri Mendeleev y Lothar Meyer publicaron en forma independiente ,
ordenamientos de los elementos que se asemejan a la Tabla Periódica actual.
Mendeleev
• Propiedades	químicas			
Incremento	de	la	masa	atómica
Meyer
• Propiedades	físicas
PERIODICIDAD
Ordenamiento	 de	la	Tabla	Periódica
Columnas:	Grupos	o	familias
Líneas	horizontales:	Períodos
Ordenamiento	 de	la	Tabla	Periódica
Según	el	número	creciente	de	los	
Números	Atómicos
Las	propiedades	 de	los	elementos	 son	funciones	 periódicas	de	sus	números	atómicos.
TABLA	PERIÓDICA
METALES,	NO	METALES	Y	METALOIDES	O	SEMI-METALES
Los elementos de un grupo tienen propiedades químicas y físicas semejantes y, las propiedades de
los elementos de un período cambian de manera progresiva al recorrer la Tabla.
Metal Meta-loide
No	
Metal
A
Representativos
A
Representativos
B
Transición
TABLA	PERIÓDICA	Y	CONFIGURACIÓN	ELECTRÓNICA	
La Tabla Periódica puede analizarse desde una perspectiva más útil como
una representación sistemática de las configuraciones electrónicas.
En la Tabla Periódica, los elementos se distribuyen en bloques en base a los
tipos de orbitales atómicos que se están llenando.
Se clasifican en elementos A y B. Los del grupo A son aquellos que están
llenando orbitales s y p. En el grupo B se incluyen los metales de transición
en los cuales hay uno o dos electrones en los orbitales s de la capa ocupada
más externa y orbitales d de una capa anterior.
Los períodos se numeran según el número cuántico principal de la capa de
valencia.
TABLA	PERIÓDICA	Y	BLOQUES
Elementos	 Representativos nsa npb a	=	1,	2
b	=	1,....,	6
Elementos	 de	Transición (n-1)dc c	=	1,.....,	9,	10
Elementos	 Transición	 Interna (n-2)f	d d	=	1,……,	14
• Se	define	como	la	mitad	de	la	distancia	 entre	los	núcleos	de	átomos	
vecinos
RADIO	ATÓMICO
•Cantidad mínima de energía necesaria para separar al electrón 
menos fuertemente unido de un átomo gaseoso aislado para formar 
un catión.
ENERGÍA	DE	IONIZACIÓN
•Cantidad de energía que se absorbe cuando se añade un electrón a 
un átomo gaseoso aislado para formar un anión.
AFINIDAD	ELECTRÓNICA
•Es una medida de la tendencia relativa de un átomo a atraer 
electrones hacia sí mismo cuando está combinado químicamente 
con otro átomo.
ELECTRONEGATIVIDAD
PROPIEDADES	PERIÓDICAS
Conocer la periodicidad en las propiedades de los elementos es muy valioso para predecir el
comportamiento químico ya que los cambios en estas propiedades dependen de las configuraciones
electrónicas. Permiten establecer enlaces entre los átomos. Las propiedades más importantes son:
AFINIDAD	ELECTRÓNICA
Aumenta
A
um
en
ta
RADIO	ATÓMICO
Aumenta
A
um
enta
ELECTRONEGATIVIDAD
Aumenta
A
um
en
ta
ENERGÍA	DE	IONIZACIÓN
Aumenta
A
um
en
ta
TENDENCIAS	DE	LAS	PROPIEDADES	PERIÓDICAS
El enlace químico es la unión entre átomos.
Es un proceso por el cual los átomos ganan,
ceden o comparten electrones de la capa de
valencia (la capa más externa), hasta
conseguir la configuración electrónica propia
del gas noble más próximo.
El enlace químico se refiere a las fuerzas de atracción que mantienen unidos a los
átomos en los compuestos.
Cuando se forma un enlace químico entre dos átomos, la disposición resultante
de los dos núcleos y sus electrones tiene una energía menor que la energía total
de los átomos separados.
Los cambios energéticos que determinan la formación de los enlaces aparecen
cuando los electrones de valencia de los átomos pasan a una nueva ubicación.
Por consiguiente, la formación de los enlaces depende de las estructuras
electrónicas de los átomos.
ENLACE	QUÍMICO
TIPOS	DE	
ENLACE
ENLACE	IÓNICO
ENLACE	
METÁLICO
ENLACE	
COVALENTE
REDES	
COVALENTES
COMPUESTOS	
MOLECULARES
+
++
+
+
++
++
+
++
+
ENLACE	IÓNICO
Es	la	unión	que	se	produce	
cuando	se	produce	
transferencia	total	de	
electrones	entre	dos	átomos.	 	
Un	sólido	 iónico	es	un	
ensamble	de	cationes		y	
aniones	unidos	en	forma	
regular	por	la	fuerza	de	
Coulomb.
Elementos	con	
electronegatividades	
diferentes.
ENLACE	METÁLICO
Las	sustancias	metálicas	están	
formadas	por	átomos	de	un	
mismo	elemento	metálico.
Se	forma	un	mar	de	
electrones:	conjunto	 de	
electrones	libres,	
deslocalizados,	que	no	
pertenecen	a	ningún	átomo	en	
particular.
Elementos	con	
electronegatividades	bajas	y	
similares.
ENLACE	COVALENTE
Cuando	se	forma	un	enlace	
covalente	,	los	átomos	
comparten	los	electrones	hasta	
alcanzar	la	configuración	del	
gas	noble	más	próximo.
Elementos	con	
electronegatividades	altas	y	
similares.
TIPOS	DE	ENLACE QUÍMICO
Compuestos		iónicos
•Temperaturas	de	fusión	y	
ebullición	muy	elevadas.	
•Sólidos	a	temperatura	
ambiente.	La	red	cristalina	es	
muy	estable	por	lo	que	
resulta	muy	difícil	romperla.
•Son	duros	(resistentes	al	
rayado).
•No	conducen	la	electricidad	
en	estado	sólido,	los	iones	en	
la	red	cristalina	están	en	
posiciones	fijas,	no	quedan	
partículas	libres	que	puedan	
conducir	la	corriente	
eléctrica.
•En	general	son	solubles	en	
agua,	los	iones	quedan	libres	
al	disolverse	y	pueden	
conducir	la	electricidad	en	
solución.
•Al	fundirse	también	los	iones	
se	liberan	de	sus	posiciones	
fijas,	pudiendo	conducir	la	
electricidad.
•Ejemplo:	NaCl
Compuestos	metálicos
•Temperaturas	de	fusión	y	
ebullición	muy	elevadas.	
•Son	sólidos	a	temperatura	
ambiente	(excepto	el	
mercurio			que	es	líquido).
•En	general		son	duros	
(resistentes	al	rayado).
•Buenos	conductores	de	la	
electricidad	(nube	de	
electrones	deslocalizada).
•Buenos	conductores	del	
calor	(facilidad	de	
movimiento	de	electrones	y	
de	vibración	de	los	restos	
atómicos	positivos).
•Son	dúctiles	(facilidad	de	
formar	hilos)	y	maleables	
(facilidad	de	formar	láminas)al	aplicar	presión.	
• La	mayoría	se	oxida	con	
facilidad.
•Ejemplo:	Fe
Compuestos		covalentes
•Redes	covalentes:
•Presentan	temperaturas	de	
fusión	y	ebullición	elevadas.	
•Son	sólidos	a	temperatura	
ambiente.
•Son	muy	duros.
•No	conducen	el	calor	ni	la	
electricidad.
•Son	insolubles	en	agua.
•Ejemplos:	SiO2,	diamante.
•Compuestos	moleculares:
•Temperaturas	de	fusión	y	
ebullición	bajas.
•A	temperatura	ambiente	se	
encuentran	en	estado	
gaseoso,	líquido	(volátil)	o	
sólido	de	bajo	punto	de	
fusión.
•No	conducen	la	electricidad	
en	ningún	estado	físico	.
•Son	malos	conductores	del	
calor.
•Son	poco	solubles	en	agua.	
•Ej.	H2O;	I2;	sacarosa.
PROPIEDADES
ENLACE	
QUÍMICO
TEORÍA	DE	LEWIS
TEORÍA	DE	LA	
REPULSIÓN	
(TRPECV)
TEORÍA	DEL	ENLACE	
DE	VALENCIA
(TEV)
TEORÍA	DEL	ORBITAL	
MOLECULAR
(TOM)
TEORÍAS	DEL	ENLACE	QUÍMICO
H H
I´mBond…
…Covalent Bond
SÍMBOLOS DE LEWIS
Los electrones de valencia de un elemento químico se representan a través de puntos.
EJEMPLOS
Li Be B C N
O ArCl
VISIÓN GENERAL DE LA TEORÍA DE LEWIS
1. Los electrones de la capa más externa, capa de valencia, juegan un rol
fundamental en el enlace químico.
2. En algunos casos los electrones se transfieren de un átomo a otro, generando
iones positivos o negativos que se atraen entre sí, mediante fuerzas
electrostáticas dando lugar a la formación de enlaces iónicos.
3. En otros casos, uno o más pares de electrones se comparten entre los átomos,
originando enlaces covalentes.
4. Los electrones se transfieren o se comparten de manera que los átomos
adquieran una configuración electrónica especialmente estable.
ClNa+
Na:		1s2 2s2 2p6 3s1
Na+:		1s2 2s2 2p6
Na(g) → Na+(g)	 +	1	e-
EI	(requerida)	=	494	KJ	mol-1
Cl:	1	s2 2	s2 2p6 3	s2 3p5
Cl-:	1	s2 2	s2 2p6 3	s2 3p6
Cl(g) +	1e- = Cl	–(g)
AE	(liberada)	=	349	KJ	mol-1
FORMACIÓN	DE	UN	ENLACE	IÓNICO
A menudo, para analizar procesos complejos se los separa en pasos simples, que pueden ser
hipotéticos, constituyendo así modelos simples y de fácil interpretación.
Un modelo que explica la formación de una molécula iónica aplica las siguientes consideraciones:
• Los metales se encuentran en estado natural como sólidos, mientras que algunos elementos
no metálicos están como gases formando moléculas diatómicas.
• No obstante para que una reacción ocurra fácilmente los reactivos deberían estar en el estado
más disperso posible, esto es el gaseoso.
Na+(g)	 +		Cl-(g)	→ NaCl(s)
La energía neta para el proceso de formación:
494 KJ mol-1 – 349 KJ mol-1 -787 KJ mol-1 = -642 KJ mol-1
+
++
+
+
++
++
+
++
+
Na(g) + Cl(g) → NaCl(s) se liberan642 KJ/mol
Energía	liberada:	787	KJ	mol-1
Representación	por	Lewis
ENLACE	COVALENTE
Cuando se forma un enlace covalente, los átomos comparten los electrones
hasta alcanzar la configuración del gas noble más próximo.
Lewis en 1916 llamó a esto la Regla del Octeto:
Los gases nobles presentan gran estabilidad química y existen como
moléculas monoatómicas.
Z Elemento Electrones	por	capa
2 Helio 2
10 Neón 2,	8
18 Argón 2,	8,	8
36 Kriptón 2,	8,	18,	8
54 Xenón 2,	8,	18,	18,	8
86 Radón 2,	8,	18,	32,	18,	8
“En la formación de enlaces covalentes, los
átomos se acercan todo lo posible para
completar sus octetos compartiendo pares de
electrones”.
Tipos de enlace según el número de electrones compartidos:
1- Pares de e- compartidos entre dos átomos:
• Enlaces simples
• Enlaces dobles
• Enlaces triples
H H H H H2 H-H
O O O O O2 O=O
N N N N N2 N≡N
2- Pares de e- no compartidos, par solitario ó par aislado.
H
H
H
N NH H
H
Par	de	electrones	sin	
compartir	
NH3
Amoníaco
3- Los electrones se disponen de a pares alrededor del átomo central.
4- Los electrones restantes , se colocan, siempre de a pares, alrededor de los vecinos, y si
aún quedaran electrones se acomodan sobre el átomo central como electrones libres.
5- Se distribuyen los electrones de forma que se complete un octeto para cada átomo, si es
necesario para que esto ocurra, se desplazan pares de electrones en donde no se alcance el
octeto.
6- Cada enlace (par de electrones) puede representarse por una raya.
ESTRUCTURAS	DE	LEWIS
1- Se suman los electrones de valencia de los átomos presentes en
la molécula. En el caso de un anión se añade un electrón por cada
carga negativa y, se restan tantos electrones como cargas positivas
tenga si se trata de un catión.
2- Se dibuja una estructura esquemática con los símbolos atómicos
unidos mediante enlaces sencillos colocando como átomo central al
elemento menos electronegativo.
La estructura de Lewis se obtiene utilizando todos los
electrones de valencia para completar los octetos (o duetos) de
los átomos presentes, formando enlaces simples o múltiples y
dejando, en algunos casos , electrones como pares solitarios.
EJERCITACIÓN:	Aplicar	los	pasos	descriptos	para	dibujar	 la	estructura	de	Lewis	para	la	molécula	
de	trióxido	de	azufre	y	para	el	anión	carbonato.
Algunas moléculas tienen estructuras que no pueden expresarse correctamente por una
única estructura de Lewis. Se dice que en estos casos, las moléculas presentan
Resonancia.
La Resonancia es una combinación de estructuras, equivalentes entre sí, con la misma
disposición de átomos pero diferentes disposiciones de electrones. Distribuye las
características de los enlaces múltiples por toda la molécula y da como resultado una
energía más baja.
RESONANCIA
Ejemplo: Ozono
Esta combinación de estructuras se denomina resonancia y la
estructura combinada es un híbrido de resonancia.
Algunas especies que presentan resonancia son: O3, NO3-,
SO3, NO2, y benceno (C6H6).
117º
1,278	Å 1,278	Å
EXCEPCIONES	A	LA	REGLA	DEL	OCTETO
El C, N, O y F obedecen rigurosamente la regla del octeto siempre que haya suficientes electrones
para hacerlo, sin embargo, hay tres clases de excepciones a la regla del Octeto:
• Especies con n° impar de electrones.
• Octetos incompletos.
• Capas de valencia extendidas (Octetoexpandido)
Los compuestos de boro y aluminio presentan octetos incompletos.
Átomos	del	período	3	o	posteriores.
La Teoría de la Repulsión de los Electrones de la Capa de Valencia (VSEPR en inglés),
extiende la teoría de formación de enlaces de Lewis, aplicando los conceptos de ángulos
y distancias de enlace.
El modelo se basa en la idea de que los electrones de valencia, ubicados alrededor de
un átomo central, se repelen entre sí, por lo cual los pares de electrones que se enlazan
en moléculas simples se ubican en disposiciones geométricas lo más alejado posibles.
TEORÍA	DE	LA	REPULSIÓN	DE	LOS	PARES	DE	ELECTRONES	DE	LA	CAPA	DE	VALENCIA
Procedimiento para aplicar la TRPECV
1. Escribir la estructura de Lewis de la molécula o ión y contar el número de pares
enlazantes (los que forman el enlace entre el átomo central y sus vecinos) y el
número de pares de electrones solitarios.
2. Identificar la disposición geométrica que incluya tanto a los pares de electrones
enlazantes como a los solitarios, considerando además, que los enlaces múltiples se
cuentan como un solo enlace.
3. Ubicar los átomos y clasificar la forma molecular obtenida.
4. Permitir que en presencia de pares solitarios, la molécula se distorsione de manera
que estos electrones se alejen lo más posible de los electrones presentes en los
enlaces.
G
EO
M
ET
R
ÍA
S 
 E
LE
C
TR
Ó
N
IC
A 
Y 
M
O
LE
C
U
LA
R
 M
Á
S 
C
O
M
U
N
ES
 
ÁTOMOS	VECINOS	
(m)	
PARES	SOLITARIOS	
(n)	
GEOMETRÍA	
MOLECULAR	
EJEMPLOS	
2	
	
	
0	 LINEAL	
	
O	=	C	=	O	
	
Cl	−	Be	−	Cl	
3	
	
	
	
	
2	
0	
	
	
	
	
1	
TRIGONAL	PLANA	
	
ANGULAR	
	
	
	
	
	
	
	
							H		
															S						:	
							H	
	4	
	
	
	
	
	
3	
	
	
	
	
2	
0	
	
	
	
	
	
1	
	
	
	
	
2	
TETRAÉDRICA	
	
PIRAMIDAL	TRIGONAL	
	
ANGULAR	
	
				
	
															H				
					
															C							H	
					H																						
																	H			
														
	
	
													
					
															N							H	
					H																						
																		HO								
					H																						
																	H																																														
 
H	
								C=	O	
H	
F	
								B					F	
F	
:	
:	
	
1. Dibujar la estructura de Lewis.
2. Asignar la disposición electrónica alrededor del
átomo central, en este caso trigonal plana. (Dos
enlaces y un par solitario).
3. Identificar la forma molecular, es decir donde hay
átomos unidos al átomo central. Para esta molécula la
forma adoptada es angular.
120°
4. Indicar distorsiones si correspondiera. En este caso el
ángulo será menor ya que los átomos vecinos se
juntarán para sentir menos la repulsión ejercida por el
par solitario. Finalmente, la forma obtenida es:
119°
Ejemplo: Predecir la forma molecular de SO2
POLARIDAD
Un enlace covalente es polar cuando los electrones no están distribuidos de manera
uniforme y por lo tanto tiene un momento dipolar (µ) distinto de cero.
Una molécula diatómica homonuclear, aquella
conformada por la misma clase de átomos como O2, N2,
Cl2, claramente no presenta un dipolo eléctrico porque su
enlace es no polar.
Una molécula diatómica, en cambio, es polar cuando su
enlace es polar tal el caso del HCl.
O O O2
HCl
De igual manera, es posible pensar que aquellas moléculas que
presentan pares de electrones solitarios sobre el átomo central también
serán polares.
Cuando una molécula poliatómica presenta todos los átomos enlazados
iguales y no tiene pares de electrones solitarios sobre el átomo central es
posible afirmar que tendrá un momento dipolar nulo y por lo tanto no
será polar.
CH4
Cuando los átomos vecinos no sean iguales hay que considerar como
se han ubicado alrededor del átomo central pero en general
podemos decir que las moléculas comunes que presentan esta
situación serán polares.
CH3Cl
NH3
TEORÍA	DEL	ENLACE	DE	VALENCIA
Las teorías de Lewis y la TRPECV ayudan a predecir como se comparten los electrones de
valencia para formar enlaces y cuál será la distribución espacial de los átomos en una
molécula o ión poliatómico, respectivamente. Sin embargo, existen algunos aspectos de
los enlaces que estas teorías no pueden explicar.
La TEV proporciona una forma de calcular los valores numéricos de las longitudes y
ángulos de enlace. Describe cómo se forma el enlace en términos de la superposición de
los orbitales atómicos, a través del concepto de hibridación de orbitales.
Combinación algebraica de las ecuaciones de onda de orbitales atómicos puros para
obtener orbitales híbridos.
Cuando los átomos de una molécula o ión poliatómico se encuentran lo suficientemente
cerca como para combinar sus electrones de valencia, suelen mezclarse o hibridarse para
formar nuevos orbitales con orientación espacial diferente y cuya energía total será más
baja en comparación de sus orbitales atómicos puros. Este proceso recibe el nombre de
hibridación y los nuevos orbitales que se forman se llaman orbitales híbridos.
Independientemente de cuántos sean los orbitales atómicos, siempre se obtienen
tantos orbitales híbridos como orbitales atómicos participaron, es decir: N orbitales
atómicos producen N orbitales híbridos.
Un aspecto importante que considera la TEV es el tipo de enlaces, siempre que los
enlaces sean simples, donde existe superposición de orbitales, se los denomina enlaces
sigma (σ). Cuando aparecen dobles y triples enlaces se los denomina enlaces pi (π).
Hay una relación que permite determinar la hibridación de una molécula: m + n,
donde m es el número de pares de electrones enlazados o el número de átomos
vecinos y n es el número de pares de electrones solitarios o no enlazados.
Predicción de la Hibridación y la Forma Molecular
Disposición	
electrónica	
Número	de	
orbitales	
atómicos	
Cantidad	de	
orbitales	híbridos	
Hibridación	del	
átomo	central	
m	+	n	
Lineal	 2	 2	 sp	 2	
Trigonal	
plana	
3	 3	 sp2	 3	
Tetraédrica	 4	 4	 sp3	 4	
Bipiramidal	 5	 5	 sp3d	 5	
Octaédrica	 6	 6	 sp3d2	 6	
 
EJEMPLOS
COMPUESTO TEORÍA	DE	
LEWIS
TRPECV TEV
HIBRIDACIÓN
FORMA
ELECTRÓNICA
FORMA	
MOLECULAR
METANO
H
..
H :		C	 	:	H
..
H
m +	n	=	
4	+	0	=	4
sp3
TETRAÉDRICA TETRAÉDRICA
AMONÍACO
..
H :		N		:	H
..
H
m +	n	=	
3	+	1	=	4
sp3
TETRAÉDRICA PIRAMIDAL
AGUA
..
H :		O		:	H
..
m +	n	=	
2	+	2	=	4
sp3
TETRAÉDRICA ANGULAR
CH4
NH3
H2O
H
H
BIBLIOGRAFÍA
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