Módulo 1 Unidad 1.1 – Enlace Químico y Teoría de Lewis (Notas de Estudio)

Teoría Clásica vs. Teoría Cuántica

• Teoría clásica:
  • Materia = particulada, masiva.
  • Energía = continua, ondulatoria (radiación electromagnética).
  • Distinción materia-energía marcada.
• Teoría cuántica (visión actual):
  • Desaparece la distinción estricta: materia y energía muestran naturaleza dual (partícula-onda).
  • Postula equivalencia: ambas pueden comportarse como "particulada, masiva, ondulatoria".
  • Luz descrita como energía radiante con propiedades corpusculares (fotones).

Modelo de Schrödinger y Mecánica Cuántica

• Basado en ideas de Bohr, de Broglie y Heisenberg.
• Materia descrita como onda; electrón tratado simultáneamente como partícula y onda.
• Ecuación de onda de Schrödinger (dependiente de posición $r$):
  • $\hat H\,\Psi(r)=E\,\Psi(r)$
• Soluciones = funciones de onda ($\Psi$).
  • $\Psi$ describe región probable de encontrar el e⁻.
  • $|\Psi|^2$ proporcional a la probabilidad de presencia.
• Gráfica distancia vs. $|\Psi|^2$ → orbital (mapa de densidad electrónica).
• Orbitales caracterizados por números cuánticos $n,\,l,\,m<em>l,\,m</em>s$.

Números Cuánticos

• Requeridos para describir la distribución de densidad electrónica.
• Solo $n, l, m<em>l$ describen un orbital; $m</em>s$ describe al electrón.

1. Número cuántico principal ($n$)

• Relacionado con energía y tamaño (distancia al núcleo).
• Valores: $1,2,3,4,\ldots$ (Nunca 0).
• Serie de "shells" K, L, M, N…
• Capacidad máxima de e⁻ por nivel $=2n^2$ (ej.: $n=1\to2$ e⁻, $n=2\to8$ e⁻, $n=3\to18$ e⁻, $n=4\to32$ e⁻).

2. Número cuántico de momento angular ($l$)

• Determina forma (sub-capas).
• Valores: $0 \le l \le n-1$.
• Denominaciones y formas:
  • $l=0$ → sub-capa s (esfera).
  • $l=1$ → p (dumbbell).
  • $l=2$ → d (doble dumbbell/forma compleja).
  • $l=3$ → f (aún más compleja).
• Orientaciones posibles $=2l+1$.

3. Número cuántico magnético ($m_l$)

• Orientación espacial del orbital.
• Valores enteros entre $-l$ y $+l$ (incluye 0).
  • s: $m_l=0$ (1 orientación).
  • p: $m<em>l=-1,0,+1$ (3 orientaciones $p</em>x,p<em>y,p</em>z$).
  • d: $m_l=-2,-1,0,+1,+2$ (5).
  • f: $m_l=-3\,\dots\,+3$ (7).

4. Número cuántico de espín ($m_s$)

• Giro intrínseco del electrón: $+\tfrac12$ o $-\tfrac12$.
• Principio de Pauli: no hay dos e⁻ con los mismos cuatro números cuánticos; e⁻ en un mismo orbital deben tener espines opuestos.

Capacidad y Orientaciones

• Máx. e⁻ por orbital = 2 (opuestos espines).
• Nº total de orbitales por nivel $=n^2$.
• Nº de orientaciones por sub-capa $=2l+1$.

Representación de Orbitales

• s-orbitales: 1s, 2s, 3s (tamaños crecientes).
• p-orbitales: $p<em>x,p</em>y,p_z$ con nodos en el núcleo.

Configuración Electrónica

• Notación: \text{nivel}^{\text{tipo}}\,^{\text{#e⁻}} (ej.: He → $1s^2$).
• Ejemplos:
  • H ($Z=1$): $1s^1$.
  • He ($Z=2$): $1s^2$.
  • C ($Z=6$): $1s^2\,2s^2\,2p^2$.
  • P ($Z=15$): $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^3$ o $[Ne]3s^2 3p^3$.
  • O ($Z=8$): $1s^2\,2s^2\,2p^4$.
  • K ($Z=19$): $[Ar]4s^1$.
  • S ($Z=16$): $[Ne]3s^2 3p^4$.
• Diagrama de orbitales: cajas y flechas (siguen Pauli y Hund).

Principios de llenado

• Aufbau: se llenan primero orbitales de menor energía.
• Hund: en orbitales degenerados, e⁻ ocupan orbitales vacíos con igual espín antes de aparearse.
• Pauli: espines opuestos dentro de un mismo orbital.

Orden de llenado (energía creciente)

• Secuencia práctica: $1s\;2s\;2p\;3s\;3p\;4s\;3d\;4p\;5s\;4d\;5p\;6s\;4f\;5d\;6p\;7s\;5f\;6d\;7p$.
• Superposición energética: 4s llena antes de 3d, etc.

Estructura Atómica y Electrones de Valencia

• Elementos representativos: número de grupo = número de e⁻ de valencia (p. ej. Grupo 5A → 5 e⁻ de valencia).
• Electrones de valencia gobiernan reactividad y enlaces.

Enlace Químico (Teoría de Lewis)

• Enlace = unión de átomos en arreglo estable.
  • Iónico: transferencia total de e⁻ → especies cargadas (NaCl).
  • Covalente: compartición de e⁻ entre núcleos.
  • No polar (puro): compartición uniforme (F–F).
  • Polar: compartición desigual (H–O–H).
• Propósito: completar octetos y alcanzar configuración de gas noble.

Electronegatividad y Polaridad de Enlace

• EN mide capacidad de atraer e⁻ (escala Pauling: 0.7–4.0).
• Tendencias: aumenta a lo largo de periodo y hacia arriba.
• Diferencia de EN ($\Delta EN$):
  • $\Delta EN\approx0$ → covalente puro.
  • $0.4\lesssim \Delta EN\lesssim1.7$ → covalente polar.
  • $\Delta EN\gtrsim1.7$ → enlace iónico.
  • Ejemplos: $\text{Cl}_2$ $\Delta EN=0$ (puro); H–Cl $\Delta EN=0.9$ (polar); Na–Cl $\Delta EN=2.1$ (iónico).

Fuerza y Longitud de Enlace

• En un mismo par de átomos: longitud disminuye y fuerza aumenta de simple → doble → triple.
• A lo largo de un periodo: átomos más pequeños → enlaces más cortos.
• Descendiendo un grupo: átomos más grandes → enlaces más largos.

Regla del Octeto y Patrones de Enlace

• H no excede 2 e⁻.
• Elementos del segundo periodo usualmente máximo 8 e⁻.
• Patrones según e⁻ de valencia:
  • 1 e⁻ → 1 enlace (H).
  • 2 e⁻ → 2 enlaces (Be ejemplos de octeto incompleto).
  • 3 e⁻ → 3 enlaces (B, Al incompletos).
  • 4 e⁻ → 4 enlaces (C, Si).
  • 5 e⁻ → 3 enlaces + 1 par solitario (N).
  • 6 e⁻ → 2 enlaces + 2 pares (O, S).
  • 7 e⁻ → 1 enlace + 3 pares (halógenos).

Excepciones al Octeto

• Octetos incompletos: BeH2, BF3, AlCl3.
• Expansión de octeto (≥ tercer periodo) usando orbitales d: ej. ${\text H}<em>2\text{SO}</em>4$, $\text{PCl}_5$.

Electrones No Enlazantes

• Denominados pares solitarios; afectan geometría y reactividad.

Carga Formal (CF)

• Fórmula:
  • \text{CF}=#e^-{valencia}-\big(e^-{no\ enlazantes}+#\text{enlaces}\big).
  • Equivalente: \text{CF}=#\text{grupo} - e^-{no\ enlazantes}- \tfrac12 e^-{compartidos}.
• Suma de CF = carga de la molécula/ion.
• Ejemplos calculados: $\text{H}<em>3\text{O}^+,\;\text{NO}^+,\;\text{HCO}</em>3^-$.

Procedimiento para Construir Estructuras de Lewis

1. Calcular total de e⁻ de valencia.
   • Añadir 1 e⁻ por carga negativa; restar 1 e⁻ por carga positiva.
2. Esqueleto molecular: átomo menos electronegativo (excepto H & halógenos) va al centro; puede haber varios centros.
3. Unir átomos con enlaces simples (2 e⁻).
4. Distribuir e⁻ restantes para completar octetos con pares solitarios.
5. Si faltan octetos, convertir pares en enlaces dobles/triples donde sea posible.
6. Verificar octetos (o excepciones) y cargas formales.
7. Representar enlaces covalentes con líneas; los iónicos no se muestran como líneas entre iones.

Isómeros

• Misma fórmula molecular, distinta conectividad → propiedades diferentes.

Resonancia

• Algunas moléculas necesitan múltiples estructuras de Lewis que difieren solo en posición de e⁻ (pares o enlaces $\pi$).
• Reglas:
  • Solo se mueven e⁻, nunca átomos ni enlaces $\sigma$.
  • Todas las formas deben ser válidas Lewis y conservar octetos e integral de e⁻.
  • Representadas con flecha doble (↔) y set separador (↔ o ⇌).
• Híbrido de resonancia: promedio ponderado; más estable que cualquiera de las formas individuales debido a delocalización.
• Criterios de estabilidad (importancia descendente):
  1. Mayor número de átomos con octeto completo.
  2. Mayor número de enlaces y menor carga formal total.
  3. Carga negativa en átomo más electronegativo.
  4. Menor separación de cargas opuestas.
• Ejemplo: nitrometano $\text{CH}<em>3\text{NO}</em>2$ posee dos estructuras resonantes equivalentes; híbrido muestra delocalización de carga $-1$ sobre ambos O.

Ejercicios y Prácticas Propuestos (lista parcial)

• Calcular CF en $\text{H}<em>3\text{N–B}\text{H}</em>3$, $\text{NH}<em>4\text{Cl}$, $\text{CH}</em>4$, $[\text{H}<em>3\text{O}]^+$, $[\text{H}</em>2\text{CNH}_2]^+$.
• Dibujar y evaluar estructuras de Lewis: $\text{CH}<em>4$, $\text{NH}</em>3$, $[\text{H}<em>3\text{O}]^+$, $\text{NO}^+$, $\text{CH}</em>5\text N$, $\text{C}<em>2\text H</em>4$, $\text{CH}<em>4\text O$, $\text{C}</em>2\text H<em>4\text{Cl}</em>2$, $\text{CH}<em>3\text{CH}</em>2\text{OH}$, $[\text{CH}_3\text{CO}]^+$.
• Más complejas: $\text{HCN}$, $\text{HNO}<em>2$, $\text{CHOCl}$, $\text{C}</em>2\text H<em>3\text{Cl}$, $\text N</em>2\text H<em>2$, $\text{O}</em>3$, $\text{HCO}<em>3^-$, $\text{C}</em>3\text H_4$.
• Resonancia: dibujar formas para alenos, nitrones, ácidos, etc.; decidir contribuyente mayor.

Fórmulas y Relaciones Clave

• Capacidad máxima por nivel: $2n^2$.
• Orientaciones: $2l+1$.
• Número de orbitales por nivel: $n^2$.
• Carga formal: \text{CF}=#e^-{valencia}-(e^-{no\ enlazantes}+#\text{enlaces}).
• Diferencia de electronegatividad para clasificación de enlace: valores típicos 0\rightarrow0.4\;(\text{puro}),\;0.4-1.7\;(polar),\;>1.7\;(iónico).

Conexiones y Relevancia

• Números cuánticos → distribución orbital → justifica configuraciones electrónicas → explica valencia, patrones de enlace y geometrías moleculares.
• Pares solitarios y resonancia esenciales en mecanismos orgánicos, acidez/basicidad y espectros.
• Conocer CF ayuda a identificar centros reactivos (nucleófilos/electrófilos).
• Electronegatividad respalda predicción de polaridad, solubilidad y tipo de enlace (ej. propiedades materiales y biológicas).

Implicaciones Éticas y Prácticas

• Comprender estructura electrónica es clave para diseñar fármacos, materiales semiconductores y catalizadores.
• Interpretación incorrecta de estructuras puede conducir a riesgos en síntesis de compuestos tóxicos.