EJERCICIOS RES DE E. DE LEWIS

Generando memoria a largo plazo : 

Generando memoria a largo plazo 1) Número de enlaces 2) Boceto de la molécula. Átomo central: Cl (menos electronegativo) 2 54 REGLAS LEWIS a) HClO O Cl H 3) Hay una SOLA forma de disponer los dos enlaces, el Cl es el átomo central porque es el menos electronegativo y puede formar un SÓLO enlace. El H NUNCA puede ser átomo central. Por lo tanto no tiene formas resonantes.    De los 14 EV usamos 4 en los dos enlaces, los 10 EV (5 pares) se ubican como pares libres Cl O H Un par Dos pares Tres pares Cuatro pares Cinco pares

por ejemplo, para el SO3: : 

por ejemplo, para el SO3: 1)Se suman todos los electrones de valencia: Nt = 4*6 = 24 Calcular número de enlaces que habrá en la molécula: 2) Esquema de la molécula. Átomo central: Azufre. Los 4 enlaces calculados en 1) se disponen de todas las formas posibles, con lo que se obtendrán las estructuras resonantes si las hubiera. 4 3) Nne = 24 – 8=16. Para los enlaces se usó 8 de los 24 EV, los 16 electrones no enlazantes (8 pares) se usan para completar los octetos de los átomos como pares libres: O  O S O O  O S O O ║ O S O O  O S O O  O S O O ║ O S O 1 2 3 4 5 6 7 8

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5) CF de cada átomo en las estructuras obtenidas; y la más estable será la que menos carga formal obtenga. CFO1 = 6 – 6- ½ 2= -1 CFO3 = 6 – 4- ½ 4= 0 CFS = 6 – 0- ½ 8= +2 ∑CF= 0 CFO1 = 6 – 6- ½ 2= -1 CFO2 = 6 – 4- ½ 4= 0 CFS = 6 – 0- ½ 8= +2 ∑CF= 0 O  O S O O  O S O O ║ O S O 1 2 3 1 2 2 3 3 1 CFO2 = 6 – 6- ½ 2= -1 CFO3 = 6 – 6- ½ 2= -1 CFO1 = 6 – 4- ½ 4= 0 CFO2 = 6 – 6- ½ 2= -1 CFS = 6 – 0- ½ 8= +2 ∑CF= 0 CFO3 = 6 – 6- ½ 2= -1 Las tres Estructuras son probables porque presentan cargas formales iguales O  O S O O  O S O O ║ O S O

por ejemplo, para el H2O: : 

por ejemplo, para el H2O: 1)Se suman todos los electrones de valencia: Nt = 1*6+1 = 7 Calcular número de enlaces que habrá en la molécula: 2) Esquema de la molécula. Átomo central: OXIGENO. Los 2 enlaces calculados en 1) se disponen de todas las formas posibles, con lo que se obtendrán las estructuras resonantes si las hubiera. 2 3) Nne = 8 – 4=4. Para los enlaces se usó 4 de los 8 EV, los 4 electrones no enlazantes (2 pares) se usan para completar los octetos de los átomos como pares libres: H O H Hay una sola forma posible H O H No es necesario calcular las CF

por ejemplo, para el H3N: : 

por ejemplo, para el H3N: 1)Se suman todos los electrones de valencia: Nt = 1*6+1 = 7 Calcular número de enlaces que habrá en la molécula: 2) Esquema de la molécula. Átomo central: NITROGENO. Los 3 enlaces calculados en 1) se disponen de todas las formas posibles, con lo que se obtendrán las estructuras resonantes si las hubiera. 3 3) Nne = 8 – 6=2. Para los enlaces se usó 6 de los 8 EV, los 2 electrones no enlazantes (1 par) se usan para completar los octetos de los átomos como pares libres: Hay una sola forma posible No es necesario calcular las CF H  H N H H  H N H

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1) Número de enlaces 2) Boceto de la molécula. Átomo central: Cl (menos electronegativo) 6 a) H2CO3 3) El C es el átomo central porque es el menos electronegativo. El H NUNCA puede ser átomo central.  Pares libres: de los 24 EV usamos 12 en los 6 enlaces, los 12 EV (6 pares) se ubican como pares libres Un par Dos pares Tres pares Cuatro pares Cinco pares O C O H O H H O C O H O H O C O O H C O H O C O H O H H O C O H O H O C O O H 6 pares

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a) H2CO3 4) El C no tiene completo su octeto entonces un par libre del oxígeno se transforma en enlace doble O C O H O H H O C O H O H O C O O H O C O H O H H O C O H O H O C O O H El C tiene ocho EV

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5) CF de cada átomo en las estructuras. La más estable será la de menos carga formal. CFO1 = 6 – 4- ½ 4= 0 CFO3 = 6 – 4- ½ 4= 0 CFC = 4 – 0- ½ 8= 0 ∑CF= 0 CFO1 = 6 – 4- ½4= 0 CFO2 = 6 – 4- ½ 4= 0 CFC = 4 – 0- ½ 8= 0 ∑CF= 0 1 2 3 CFO2 = 6 – 4- ½ 4= 0 CFO3 = 6 – 4- ½ 4= 0 CFO1 = 6 – 4- ½ 4= 0 CFO2 = 6 – 4- ½ 4= 0 CFC = 4 – 0- ½ 8= 0 ∑CF= 0 CFO3 = 6 – 4- ½ 4= 0 Las tres Estructuras son probables porque tienen cargas formales iguales O C O H O H H O C O H O H O C O O H 1 2 3 1 2 3 CFH = 1 – 0- ½ 2= 0 CFH = 1 – 0- ½ 2= 0 CFH = 1 – 0- ½ 2= 0 O C O H O H H O C O H O H O C O O H

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1) Número de enlaces 2) Boceto de la molécula. Átomo central: Cl (menos electronegativo) 3 enlaces HClO2 Cl ‒ O ‒ H l O 3) El Cl es el átomo central porque es el menos electronegativo y puede formar un SÓLO enlace. El H NUNCA es átomo central. Por lo tanto no tiene formas resonantes.    De los 20 EV usamos 6 en los dos enlaces, los 14 EV (7 pares) se ubican como pares libres O Cl H Cl ‒ O l O ‒ H Cl ‒ O ‒ H l O Cl ‒ O l O ‒ H

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5) CF de cada átomo en las estructuras. La más estable será la de menos carga formal. CFO1 = 6 – 6- ½ 2= -1 CFCl = 7 – 4- ½ 4= +1 ∑CF= 0 CFO1 = 6 – 4- ½4= 0 CFO2 = 6 – 6- ½ 2= -1 CFCl = 7 – 4- ½ 4= +1 ∑CF= 0 1 2 CFO2 = 6 – 4- ½ 4= 0 Las dos Estructuras son probables porque tienen cargas formales iguales 1 2 CFH = 1 – 0- ½ 2= 0 CFH = 1 – 0- ½ 2= 0 Cl ‒ O ‒ H l O Cl ‒ O l O ‒ H Cl ‒ O ‒ H l O Cl ‒ O l O ‒ H