(Ciencias de Joseleg) (Química) (Lenguaje químico) (Enlace químico) (Ejercicios resueltos) (Introducción) (Generalidades) (Historia) (Enlace químico fuerte) (Enlace químico débil) (Símbolos de Lewis y el octeto) (Energía reticular) (Enlace covalente y su representación) (Enlace covalente polar) (Diferenciando entre iónico y covalente) (Dibujado estructuras de Lewis) (Estados de oxidación, cargas formales y reales) (Resonancia) (Desviaciones del octeto) (Enlace covalente coordinado) (Enlace metálico) (Teoría del enlace de valencia) (Teoría del orbital molecular) (Efecto del enlace químico en los estados de la materia) (Referencias bibliográficas)
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
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, O22-? (a) 7, (b) 6, (c) 5, (d) 4,
(e) 3.
✔ práctica 8.8.2. Dibuje la estructura de Lewis para (a) ClO2-,
(b) PO43- .
Compuestos del
tipo HaXOb
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 Ne(I).
👉 El número de enlaces del elemento I-ésimo
foco de análisis Nb(I).
👉 Los electrones de valencia del elemento I-ésimo foco de análisis se
consigna como NV(I)
👉 La carga formal zF(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.
Brown13
química la ciencia central
✔ 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?
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