Antecedentes
La premisa detrás de las estructuras de Lewis es la regla de octetos: que a todos los átomos les gustaría estar rodeados por un octeto de electrones. Por supuesto, hay algunas excepciones: átomos muy pequeños (H, Be y B) tienen menos de un octeto, y algunos átomos del grupo principal con orbitales d de baja energía (P, S, Cl, Br e I) pueden tener más de un octeto. Esto es especialmente cierto cuando estos átomos son átomos centrales y se combinan con átomos altamente electronegativos.
Dibujar estructuras correctas de Lewis requiere práctica, pero el proceso se puede simplificar siguiendo una serie de pasos:
Paso 1. Cuenta todos los electrones de valencia para cada átomo. Suma o resta electrones si la estructura es un anión o catión, respectivamente.
Paso 2. Determinar qué átomos están unidos entre sí. Dibuja una estructura esquelética.
Paso 3. Conecta los átomos con un par de electrones en cada enlace. Reste los electrones de enlace de los electrones de valencia totales.
Paso 4. Agregue pares de electrones para completar octetos para todos los átomos periféricos unidos al átomo central. Cuidado con el hidrógeno: el hidrógeno nunca tiene más de un enlace o un par de electrones
Paso 5. Coloque los electrones restantes en el átomo central, generalmente en pares. La regla de octetos puede superarse para P, S, Cl, Br o I.
Paso 6. Si el átomo central no tiene un octeto, forme enlaces dobles o triples moviendo pares de electrones de uno o más átomos periféricos para lograr un octeto.
Paso 7. Busque estructuras de resonancia reorganizando los enlaces. La estructura con los cargos formales totales más bajos será la forma más probable que se encuentre en la naturaleza. (Vea la explicación a continuación)
Dibujando Estructuras de Lewis
Veamos un ejemplo de cómo funciona esto usando una molécula real. Considere la molécula más responsable del efecto invernadero, el dióxido de carbono (CO2).
Para dibujar la estructura de Lewis:
Paso 1. Cuenta todos los electrones de valencia para cada átomo:
Carbono 1 x 4 electrones de valencia = 4 electrones
Oxígeno 2 x 6 electrones de valencia = 12 electrones
Total = 16 electrones
Paso 2. Determinar qué átomos están unidos entre sí. Generalmente, el átomo menos electronegativo es el átomo central. Sin embargo, si la única opción es entre un átomo más electronegativo e hidrógeno, el átomo más electronegativo será el átomo central (por ejemplo, agua). El hidrógeno NUNCA hace más de un enlace y, por lo tanto, NUNCA puede ser el átomo central.
Para el CO2, el carbono es el átomo menos electronegativo, por lo que debería ser el átomo central.
Paso 3. Conecte cada átomo con un solo par de electrones o enlace simple: (16 electrones de valencia – 4 electrones de enlace = 12 electrones restantes.)
Paso 4. Añadir pares de electrones a átomos periféricos para octetos:
Paso 5. ¡No quedan electrones, pero el átomo central no tiene octeto!
Paso 6. Mueve electrones de átomos periféricos, formando dobles enlaces para dar al átomo central un octeto:
Paso 7. Busque estructuras de resonancia e identifique la que tiene las cargas formales más pequeñas:
Para algunas moléculas, se puede dibujar más de una estructura. Tenga en cuenta que una estructura de Lewis para dióxido de carbono se puede escribir utilizando un enlace simple carbono-oxígeno en un lado y un enlace triple carbono-oxígeno en el otro. ¿Cómo se pueden distinguir estas dos posibilidades? ¿Cómo se puede elegir la estructura más importante,o son todas igualmente probables? Cuando se pueden dibujar varias estructuras, se llaman estructuras de resonancia.
Estructuras de resonancia
En las estructuras de resonancia, todos los átomos están en la misma posición relativa entre sí, pero la distribución de electrones a su alrededor es diferente. Para evaluar la importancia de cada estructura, se debe determinar la carga formal de cada átomo. Carga formal
Carga formal
La carga formal es una forma algo arbitraria de describir cuántos electrones parece tener un átomo en un compuesto en particular. Se supone que los pares de electrones en enlaces entre átomos se dividen por igual entre los dos átomos. Los pares de electrones no enlazantes se cuentan como pertenecientes al átomo en el que residen. Esto se puede poner en una ecuación:
o
La estructura de resonancia más estable es aquella en la que:
1. Hay un número mínimo de cargos formales;
2. Si hay cargos formales, los cargos similares se separan; y
3. Las cargas formales negativas se encuentran en los átomos más electronegativos y las cargas formales positivas en los átomos menos electronegativos.
Para la estructura de CO2 con dos dobles enlaces, los cargos formales se pueden calcular de la siguiente manera:
Oxígenos: Cargo formal= 6 – (4 + 1/2(4)) = 0
Carbono: Carga Formal= 4 – ( 0+ 1/2(8)) = 0
Para la estructura de CO2 con enlace simple y triple:
Oxígeno (simple): Carga formal= 6 – (6 + 1/2(2)) = -1
Oxígeno (triple): Carga formal= 6 – (4 + 1/2(6)) = +1
Carbono: Carga Formal= 4 – ( 0+ 1/2(8)) = 0
Así, mientras que ambas estructuras funcionan como estructuras de Lewis, la que resulta en cero cargas formales para cualquiera de los átomos es más estable y, por lo tanto, más probable que exista en la naturaleza que la que tiene cargas en los dos átomos de oxígeno.
Números de oxidación
Las cargas formales deben distinguirse de los números de oxidación (que también se pueden determinar a partir de estructuras de Lewis). Los números de oxidación se utilizan para indicar si una molécula es neutra, rica en electrones o pobre en electrones. Las reglas para determinar los números de oxidación se encuentran en su libro de texto. Un breve resumen de estas reglas se da aquí:
1. El número de oxidación para un elemento en su forma elemental es 0 (es válido para átomos aislados y para elementos moleculares, por ejemplo, Cl2 y P4.,)
2. El número de oxidación de un ion monatómico es el mismo que su carga (por ejemplo, el número de oxidación de Na+ = +1, y el de S2 – es -2.)
3. En los compuestos binarios, al elemento con mayor electronegatividad se le asigna un número de oxidación negativo igual a su carga si se encuentra en compuestos iónicos simples (por ejemplo, en el compuesto PCl3, el cloro es más electronegativo que el fósforo. En compuestos iónicos simples, Cl tiene una carga iónica de 1 -, por lo que su estado de oxidación en PCl3 es -1)
4. La suma de los números de oxidación es cero para un compuesto eléctricamente neutro e igual a la carga total para una especie iónica.
5. Los metales alcalinos solo presentan un estado de oxidación de +1 en los compuestos.
6. Los metales alcalinotérreos solo presentan un estado de oxidación de +2 en los compuestos.
Una vez que las estructuras de Lewis se dibujan con éxito, se pueden usar para predecir la geometría de la nube de electrones, la forma molecular y la polaridad de moléculas e iones. Para una discusión a fondo, consulte su libro de texto. En particular, observe las representaciones tridimensionales de todas las geometrías y formas.
Geometría de Nubes de electrones y Geometría molecular
La geometría de nubes de electrones alrededor de un átomo central está determinada por el número de grupos de electrones que lo rodean. Cada conjunto (2, 3, 4, 5 y 6) tiene un nombre y una disposición diferentes en un espacio tridimensional. Las nubes de electrones, todas negativas, son más estables cuando están separadas lo más lejos posible una de la otra. Esto se denomina teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (VSEPR). Mientras que la geometría de nubes de electrones describe la orientación de los electrones alrededor del átomo central, la geometría molecular describe la disposición de los átomos periféricos.
El experimento
En el laboratorio se le presentarán seis modelos moleculares como desconocidos. Será tu trabajo nombrarlos. También se le pedirá que determine su par de electrones y geometrías moleculares midiendo sus ángulos de enlace utilizando un transportador. Se proporciona una hoja de trabajo que contiene otras preguntas que se deben completar para cada una de las moléculas. Debe hacer cinco copias adicionales de la hoja de trabajo para usarla durante la clase. Estas hojas de trabajo se utilizarán como la sección de datos de su informe de laboratorio.