miércoles, 18 de mayo de 2016

4 FORMULACIÓN DE COMPUESTOS IONICOS Y COVALENTES: estructuras de lewis


4.3 Estructuras de Lewis

4.3.1 Estructura de Lewis para valencias

La estructura de Lewis es muy importante a la hora de describir moléculas, pero por el momento iniciaremos con la descripción en elementos simples.

Antes de definirla, primero prestemos atención a esta tabla periódica. Ponga  atención a los elementos de los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17, y 18. Estos se encuentran numerados en uno de los sistemas viejos como IA, IIA, IIA, IVA, VA, VIA, VIIA y VIIIA. 

Los numerales romanos representan la cantidad de electrones del último nivel de energía, por lo que las notaciones de Lewis para dichos elementos serán los siguientes.

Es importante señalar que, la notación de Lewis solo se puede sacar directamente de la configuración electrónica para los átomos pertenecientes a los grupos IA, IIA, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA y VIIIA de la tabla periódica. Los elementos pertenecientes a los metales de transición y a las tierras raras no pueden ser explicados mediante este esquema (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015).

Para dibujar estructuras de Lewis en los metales de transición o en las tierras raras se debe recurrir al concepto de número de oxidación.


4.3.2 Introducción a la representación de moléculas

Es importante resaltar la obvia influencia del modelo de capas de Bohr en las estructuras de Lewis, por lo que los conceptos que de ellos se sacan no tienen inferencia sobre la imagen real de las moléculas, o de algunos tipos de enlace.

Aun así, su uso es de un peso tradicional gigante en la química, he ignorar su aprendizaje podría contraer problemas al leer algunos textos que en realidad aman este tipo de representaciones.

4.3.3 La ley del octeto

Los átomos buscan completar ocho electrones en su último nivel de energía, ya sea ganando, perdiendo o compartiendo. Los electrones compartidos entre dos átomos cuentan para ambos átomos, mientras que los electrones transferidos solo cuentan para el átomo de los ganan. 

Recuerde que esto solo cuenta para los elementos de los grupos representativos. De hecho prácticamente ninguna teoría de enlace explica aun los metales de transición (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015).

4.3.4 Reglas para escribir las estructuras de Lewis

Las estructuras de Lewis muestran las conexiones entre los átomos utilizando únicamente los electrones de valencia (los del último nivel de energía en la configuración electrónica con un solo número cuántico) (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015).

Escribir la estructura fundamental del compuesto mediante símbolos químicos para mostrar que átomos están unidos entre sí. Para compuestos complejos, es preciso tener más información o hacer predicciones razonables. En general, el átomo menos electronegativo ocupa la posición central. El hidrógeno y el flúor suelen ocupar las posiciones terminales en las estructuras de Lewis (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015).

Cuente el número total de electrones de valencia presentes. En los grupos de múltiples átomos con cargas, se agregan electrones o se quitan electrones dependiendo de cómo está simbolizada la carga (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015).

Identifique el tipo de enlace, si se trata de un compuesto iónico simplemente coloque el elemento menos electronegativo a la izquierda y el mas electronegativo a la derecha. Asigne los elementos dentro de paréntesis junto con los electrones de valencia que quedan después de la transferencia, y fuera del paréntesis como superíndice la carga adquirida (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015).

En caso de ser una molécula covalente dibuje un enlace covalente sencillo entre el átomo central y cada uno de los elementos que lo rodean. Complete los octetos de los átomos enlazados al átomo central. Los pares de electrones no involucrados quedan representados como puntos alrededor de sus elementos respectivos (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015).

Si no se cumple la regla del octeto para el átomo central, agregue dobles o triples enlaces entre este átomo y los que lo rodean usando pares de electrones libres de estos últimos (Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; McMurry et al., 2007; Timberlake, 2015).

4.3.5 El enlace iónico

Bueno, como ya habíamos mencionado, el enlace iónico lo único que tiene de “enlace” es que es una fuerza de unión, pero no tiene una entidad física propiamente dicha que manifieste esa unión, es por ello que NO LO REPRESENTAREMOS CON PALITOS.

Esta es una reacción del flujo de electrones, el electrón que un átomo pierde, el otro lo capta, de ese modo ambos obtienen la configuración electrónica del gas noble más cercano.

El elemento que pierde un electrón obtiene una carga electrostática positiva y el átomo que lo capta adquiere una carga electrostática negativa, lo cual hace que se unan por la mera atracción de cargas opuestas.

4.3.6 El enlace covalente

En el enlace covalente la unión la provocan los electrones a través de sus propias cargas, lo cual se representa por la barra de enlace.

Los electrones enlazantes cuentan para los dos átomos permitiendo completar sus últimos niveles de energía.

4.3.7 Enlaces múltiples

En ocasiones se necesita más de un electrón para poder completar la estructura más estable, tanto para los compuestos iónicos.

Como para los covalentes

Igual se pueden formar enlaces múltiples entre un átomo central y otros tantos de forma que todos complementa su forma estable.

4.3.8 Ignorando algunos octetos

Existen casos donde los octetos no se completan, como en el ácido nítrico:

Escribamos la estructura de Lewis para esta fórmula. Primero ponemos el elemento menos electronegativo distinto de hidrogeno en el centro, los oxígenos rodeándolo y el hidrogeno en la periferia

Ahora determinamos el tipo de enlace. Entre N y O la diferencia de electronegatividades es de 0,4 por lo que es un enlace covalente polar representado por barras. Entre H y O la diferencia de electronegatividades es de 1,24 por lo que es un enlace covalente polar representado por barras.

Escribimos los electrones de valencia

Enlazamos. En este caso en particular el nitrógeno no cumple la regla de octeto, por lo que debemos ignorarla para él, pero cumplirla para los demás.

4.3.9 Resonancia o deslocalización

En ocasiones queda un electrón bailando porque sobra, como en el siguiente ion.

Ya sabemos que esta cosa está unida por enlaces covalentes polares, así que avanzamos hasta el paso en que dibujamos los enlaces.

Hemos dibujado el electrón sobrante en verde, lo cual hace que dicho oxigeno tenga una aparente polaridad negativa, el problema es que no sabemos en cuál de los tres oxígenos sucede esto ya que experimentalmente este tipo de iones no manifiesta polaridad alguna, es decir es como si el electrón sobrante se distribuyera homogéneamente entre los tres oxígenos.

Esta estructura se denomina como resonante, lo que equivale a decir que no tenemos puñetera idea de que sucede allí, así que nos sacamos de la manga una expresión para representar el ion con una neutralidad interna y una carga negativa homogénea externa.

Esta es la razón por la cual no vemos a menudo representaciones de barras de los iones poliatómicos, virtualmente todos presentan resonancia interna ya que les sobra uno o dos electrones, por lo que hay un doble enlace faltante o tal vez dos que va manifestarse de forma deslocalizada.

En otras palabras siempre escribimos los iones poliatómicos de esta manera para evitarnos tanto lio

Una molécula que es un dolor en los bajos es el monóxido de carbono, su estructura de Lewis básica seria esta

A un lado faltan electrones y por otro sobran, lo cual genera el inicio de una resonancia, que es lo que usamos cuando quedan cosas raras. La resonancia implica que hay varias estructuras posibles y que tal vez todas sean posibles, dentro de las cuales están:

En lo personal prefiero la estructura (b) ya que concuerda con otro modo de escribir moléculas mediante los estados de oxidación, pero el punto es que todas estas formas pueden estar presentes al mismo tiempo en una “resonancia” o simpelente tratarse de un enlace que no puede definirse asumiendo a los electrones como partículas individduales "deslocalización cuántica".


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