11. Dibujando estructuras de Lewis | 🔗 Enlace químico | Joseleg

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Las estructuras de Lewis, también conocidas como diagramas de puntos de Lewis, muestran la relación de enlace entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios en la molécula. Las estructuras de Lewis también pueden ser útiles para predecir la geometría molecular junto con los orbitales híbridos. Un compuesto puede tener múltiples formas de resonancia que también son todas estructuras de Lewis correctas. Esta sección discutirá las reglas para escribir correctamente las estructuras de Lewis.

Escribir estructuras de Lewis puede ser a veces complicado y algo difícil. Un compuesto puede tener varias estructuras de Lewis que contribuyen a la forma del compuesto en general, por lo que una estructura de Lewis de un compuesto puede no ser necesariamente exactamente como se ve el compuesto. Pero antes de comenzar, hay algunas cosas que debe saber.

👉 Un electrón se representa como un punto.

👉 Un enlace, que está formado por 2 electrones compartidos, se representa mediante dos puntos entre los átomos enlazados o una línea (líneas de estructuras de Kekulé).

👉 Los enlaces dobles y los enlaces triples se representan como dos y tres líneas/(pares de electrones), respectivamente.

👉 Los pares solitarios en los bordes exteriores de un átomo se representan como dos puntos.

👉 Los electrones representados en una estructura de Lewis son los electrones de la capa externa, que se denominan electrones de valencia. Esto se debe a que son los que participan en las reacciones químicas.

Los ejemplos enumerados a continuación pueden o no ser consistentes para cada paso con el fin de mostrar múltiples ejemplos, ya que todos los pasos se aplican a cada compuesto, y algunos pasos cambian dependiendo del tipo de compuesto que estemos trabajo. Ahora estamos listos para comenzar.

Compuestos binarios covalentes

Lo primero es identificar que estemos modelando un compuesto iónico o un compuesto covalente, esto deberíamos hacerlo ya sea identificando que los elementos sean uniones de metal o no metal (ionicos) siempre y cuando se encuentren alejados en la tabla periódica o uniones entre no metales (covalentes). Si los dos elementos metal y no metal se encuentran muy próximos en la tabla periódica, resultará conveniente que realice la diferencia de electronegatividades que vimos en secciones anteriores, para estar seguros de que se trata de un enlace iónico covalente.

Para un compuesto molecular de enlaces covalentes binario ejecutaremos las siguientes reglas.

👉 Identificar el grupo al que pertenece cada elemento.

👉 Determinar cuántos electrones requiere para completar su octeto con enlaces covalentes.

👉 Quien requiere más enlaces será el átomo central que se dibuja con sus electrones de valencia.

👉 Adicionar cuantos átomos sean necesarios para completar los enlaces requeridos para completar el octeto.

👉 En ocasiones debe agregar enlaces múltiples para completar los octetos de átomos.

👉 Sume los electrones de valencia de los átomos separados y compárelos con los de la estructura de Lewis para ver que no se cometieran errores.

A parte de estas reglas generales, tenga en cuenta las siguientes indicaciones

Usa la tabla periódica para ayudarte a determinar el número de electrones de valencia en cada átomo. Para un anión, agregue un electrón al total por cada carga negativa. Para un catión, reste un electrón del total por cada carga positiva. No se preocupe por hacer un seguimiento de qué electrones provienen de qué átomos. Sólo el número total es importante, debido a que en los iones las cargas pueden resonar entre varios átomos y la cosa puede volverse complicada.

Las fórmulas químicas a menudo se escriben en el orden en que los átomos están conectados en la molécula o ion. La fórmula HCN, por ejemplo, indica que el átomo de carbono está unido al H y al N. En muchas moléculas e iones poliatómicos, el átomo central suele escribirse primero, como en CO₃² y SF₄. Recuerde que el átomo central es generalmente menos electronegativo que los átomos que lo rodean. En otros casos, es posible que necesite más información antes de poder dibujar la estructura de Lewis.

Tenga en cuenta que un átomo de hidrógeno tiene solo un par de electrones a su alrededor.

Brown13 química la ciencia central

✔ muestra 8.3. Dibuje la estructura de Lewis para el compuesto binario estable (un compuesto formado por dos elementos) que se forma cuando el nitrógeno reacciona con el flúor.

✔ práctica 8.3.1. ¿Cuál de estas moléculas tiene el mismo número de pares de electrones compartidos que pares de electrones no compartidos? (a) HCl, (b) H2S, (c) PF₃, (d) CCl₂F₂ (e) Br₂.

✔ práctica 8.3.2. Compare el símbolo de Lewis para el neón con la estructura de Lewis para el metano, CH₄. ¿Cuántos electrones de valencia hay en cada estructura? ¿Cuántos pares enlazantes y cuántos pares no enlazantes tiene cada estructura?

✔ muestra 8.6. Dibuje la estructura de Lewis para el tricloruro de fósforo, PCl3.

✔ práctica 8.6.1. ¿Cuál de estas moléculas tiene una estructura de Lewis con un átomo central que no tiene pares de electrones no enlazantes? (a) CO₂, (b) H₂S, (c) PF₃, (d) SiF₄, (e) más de uno de a, b, c, d.

✔ práctica 8.6.2. (a) ¿Cuántos electrones de valencia deberían aparecer en la estructura de Lewis para CH₂Cl₂? (b) Dibuje la estructura de Lewis.

✔ muestra 8.7. Dibujar la estructura de Lewis para HCN

✔ práctica 8.7.1. Dibuja la(s) estructura(s) de Lewis para la molécula con la fórmula química C₂H₃N, donde el N está conectado a solo otro átomo. ¿Cuántos dobles enlaces hay en la estructura de Lewis correcta? (a) cero, (b) uno, (c) dos, (d) tres, (e) cuatro.

✔ práctica 8.7.2. Dibuje la estructura de Lewis para (a) ion NO+, (b) C₂H₄.

 Ejemplos propios

✔  ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis para FeO

✔  ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis para H₂O

✔  ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis para NI₃

✔ ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis para CO

✔ ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis para H₂O₂

Para los iones debemos olvidarnos de parte de las reglas que mencionamos anteriormente, en su lugar lo que vamos a hacer es:

👉 calcular la cantidad total de electrones de valencia que suman todos los átomos.

👉 sumar o restar la carga del ion

👉 dibujar el átomo central y los átomos periféricos

👉 conectar el átomo central y los átomos periféricos con un solo enlace

👉 completar el octeto del átomo central con electrones no enlazantes que hagan falta

👉 completar los objetos de los átomos periféricos con los electrones no enlazantes que hagan falta

👉 sumar los electrones enlazantes y no enlazantes que empleamos en nuestra hipótesis y

👉 compararla con el cálculo inicial, si el resultado es la misma cantidad de electrones, entonces la estructura de leguis será satisfactoria.

✔ muestra 8.8. Dibuje la estructura de Lewis para el ion BrO₃^-.

✔ práctica 8.8.1. ¿Cuántos pares de electrones no enlazantes hay en la estructura de Lewis del ion peróxido, O₂^2-? (a) 7, (b) 6, (c) 5, (d) 4, (e) 3.

✔ práctica 8.8.2. Dibuje la estructura de Lewis para (a) ClO₂^-, (b) PO₄^3- .

Compuestos del tipo H_aXO_b

Estos son conocidos como los ácidos oxácidos, lo que tienen de característico al intentar las hacer el dibujo de su estructura del Lewis es que los hidrógenos no van a estar unidos al átomo central, por el contrario, van a estar unidos a átomos periféricos de oxígeno. en consecuencia, lo que vamos a hacer en estos casos es:

👉 dibujar primero el átomo central

👉 posteriormente los oxígenos periféricos

👉 unir con un enlace simple del átomo central y los enlaces periféricos

👉 dibujar un hidrógeno adyacente a un oxígeno lo más separado que podamos

👉 dibujar un enlace simple entre oxígeno e hidrógeno

👉 completar los octetos

👉 revisar que la suma de electrones de valencia concuerde con los electrones que hemos empleado para la estructura que dibujamos

También debemos tener en cuenta que ese tipo de moléculas puede tener más de una estructura de Lewis permisible, de hecho, existen otras estructuras que emplean el concepto de octeto extendido. Según las reglas para dibujar estructuras de Lewis, ambas estructuras tienen características indeseables. Sin embargo, los cálculos de la estructura electrónica de la mecánica cuántica encuentran poca participación del orbital d en el enlace, como se esperaría para el enlace de octetos expandidos, lo que sugiere que la estructura que podemos dibujar aplicando las reglas básicas es más adecuada. Por lo tanto, generalmente no hay razón para dibujar estructuras con octetos expandidos, porque normalmente no contribuyen significativamente a la estructura general de la molécula.

✔ ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis sin octeto expandido para H₂SO₄.

✔ ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis sin octeto expandido para H₃PO₄.

Compuestos binarios iónicos

👉 Identificar el grupo al que pertenece cada elemento.

👉 Determinar el ion más probable de cada elemento. Usar el estado de oxidación para metales de transición y tierras raras, y el número de grupo para metales representativos.

👉 Ejecutar la ley de la conservación de la carga para cuantificar el número de átomos de cada elemento.

👉 Consignar el número de iones como si fueran coeficientes algebraicos, mientras que los iones de cada elemento quedan encerrados entre corchetes.

👉 los iones positivos o cationes no portan electrones al interior de su corchete.

👉 los iones negativos o aniones deberán tener su octeto completo.

👉 la cantidad de electrones que pierden todos los cationes debe ser igual a la cantidad de electrones que ganan todos los aniones.

 Ejemplos propios

✔  ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis para FeO

✔ ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis del NaCl

✔ ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis del CaO

✔ ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis del Ca₃N₂

✔ ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis para Fe₂O₃

✔  ejemplo. Dibujar la estructura de Lewis para NaClO

Cargas formales

Cuando dibujamos una estructura de Lewis, estamos describiendo cómo se distribuyen los electrones en una molécula o ion poliatómico. En algunos casos, podemos dibujar dos o más estructuras de Lewis válidas para una molécula que obedecen todas la regla del octeto. Se puede pensar que todas estas estructuras contribuyen a la disposición real de los electrones en la molécula, pero no todas contribuirán en la misma medida. ¿Cómo decidimos cuál de varias estructuras de Lewis es la más importante? Un enfoque es hacer algo de "contabilidad" de los electrones de valencia para determinar la carga formal de cada átomo en cada estructura de Lewis. La carga formal de cualquier átomo en una molécula es la carga que tendría el átomo si cada par de electrones de enlace en la molécula se compartiera por igual entre sus dos átomos. Para calcular la carga formal de cualquier átomo en una estructura de Lewis, asignamos electrones al átomo de la siguiente manera:

👉 El número de electrones no enlazantes del elemento I-ésimo foco del análisis N_e(I).

👉 El número de enlaces del elemento I-ésimo foco de análisis N_b(I).

👉 Los electrones de valencia del elemento I-ésimo foco de análisis se consigna como N_V(I)

👉 La carga formal z_F(I) de cada átomo I-ésimo se calcula restando el número de electrones asignados al átomo del número de electrones de valencia en el átomo neutro:

👉 La suma de cargas formales de los elementos involucrados debe ser igual a la carga neta de la molécula en cuestión:

Tenga en cuenta que la ecuación anterior debe hacerse átomo por átomo, ya que algunas estructuras de Lewis permiten una carga formal diferentes para átomos de un mismo elemento, por ende, no podemos emplear el subíndice como factor común que acelera el cálculo de la conservación de la carga.

Sin embargo, aun agregando la segunda condición, es posible dibujar mas de una estructura de Lewis, para tales casos seguimos las siguientes recomendaciones extra.

👉 La estructura de Lewis dominante es generalmente aquella en la que los átomos tienen cargas formales más cercanas a cero.

👉 Una estructura de Lewis en la que residen cargas negativas en los átomos más electronegativos suele ser más dominante que una que tiene cargas negativas en los átomos menos electronegativos.

Aunque el concepto de carga formal nos ayuda a organizar estructuras de Lewis alternativas en orden de importancia, es importante que recuerde que las cargas formales no representan cargas reales en los átomos. Estas cargas son solo una convención de contabilidad, una ficción útil. Las distribuciones de carga reales en moléculas e iones no están determinadas por las cargas formales, sino por una serie de otros factores, incluidas las diferencias de electronegatividad entre los átomos. Adicionalmente, para ciertas sustancias con varias estructuras de Lewis posibles, resulta mas conveniente emplear la notación de resonancia para evitar rompernos la cabeza en tratar de identificar la estructura de Lewis teóricamente dominante.

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✔ muestra 8.9. Tres posibles estructuras de Lewis para el ion tiocianato, NCS-, estan dadas en la figura adjunta. Determinar cual es la estructura de Lewis dominante. (pulse en la figura)

✔ práctica 8.9.1. El oxicloruro de fósforo tiene la fórmula química POCl₃, con P como átomo central. Para minimizar la carga formal, ¿cuántos enlaces hace el fósforo con los otros átomos de la molécula? (Cuente cada enlace simple como uno, cada enlace doble como dos y cada enlace triple como tres). (a) 3, (b) 4, (c) 5, (d) 6, (e) 7.

✔ práctica 8.9.2. El ion cianato, NCO^-, tiene tres posibles estructuras de Lewis. (a) Dibuje estas tres estructuras y asigne cargas formales en cada una. (b) ¿Qué estructura de Lewis es dominante?