FORMULAS DE PUNTOS DE LEWIS
En las fórmulas de puntos de Lewis, se muestra el número de electrones de valencia, el número y tipo de enlace y el orden en que los átomos se encuentran conectados, pero no sirve para representar formas tridimensionales de moléculas o iones poliatómicos.
Estas fórmulas puntuales de Lewis pueden emplearse tanto para átomos o iones monoatómicos como para moléculas o iones poliatómicos, teniendo en cuenta el número de pares electrónicos que se comparten pero sin tener en cuenta hasta el momento cuáles son los orbitales que participan en el enlace.
Los pasos a seguir son los siguientes:
1. Proponer un esqueleto razonable (simétrico) teniendo en cuenta que en una molécula o ión poliatómico:
• Cada átomo completa su octeto compartiendo pares de electrones con sus vecinos, de manera que cada par electrónico compartido por dos átomos vecinos constituye un enlace covalente.
• El elemento menos electronegativo se elegirá como elemento central (salvo el hidrógeno).
• Los átomos de oxígeno no se enlazan entre sí, salvo en las moléculas de O2 y O3, en los peróxidos (O2–2) y en los superóxidos (O2–1).
• El átomo central es el que tiene número de oxidación mayor y por lo tanto el que necesita mayor cantidad de electrones para llenar su octeto.
• En los ácidos ternarios el hidrógeno se enlaza siempre a un átomo de oxígeno, el cual a su vez estará unido al elemento central (nunca se unirá directamente un hidrógeno con el elemento central).
2. Calcular el número total de electrones a utilizar en la representación sumando los electrones de valencia de todos los átomos y teniendo en cuenta que:
• El átomo de hidrógeno proporciona un electrón.
• Cada elemento proporciona igual número de electrones que el número de grupo al cual pertenece.
• Para el caso de los cationes se resta un electrón por cada carga positiva.
• Para los aniones se suma un electrón por cada carga negativa.
3. Dibujar un enlace covalente sencillo (simbolizado por líneas) entre el átomo central y cada uno de los átomos que lo rodean.
4. Situar los electrones residuales de modo que cada uno de los átomos de los elementos enlazados al átomo central completen su octeto (excepto el hidrógeno que completa el duplete) empleando como máximo el número de electrones calculados en 2.
5. Si la regla del octeto no se cumple para el elemento central, deben ensayarse enlaces múltiples entre el átomo central y los que lo rodean.
Veamos estos ejemplos:
A Para la molécula poliatómica NF3
1.
F N F
F
2. número total de electrones de valencia= 5 (N) + 3×7 (3F) = 26 electrones
3.
F N F
│
F
4. .. .. ..
- F N F
.. │ ..
- F
..
5. No es necesario crear enlaces múltiples, ya que el nitrógeno completa su octeto y ya se emplearon los 26 electrones calculados como necesarios.
B PARA UN ION POLIATOMICO (CO3)2-
1. O
C
O O
2. número total de electrones de valencia: 4© + 3×6 (O) +2 (carga) = 24
3. O
|
C
O O
..
4. :O:
|
C
.. ..
- O O
ׁׁ ׁׁ
5. La estructura muestra un total de 24 electrones y aún cuando esto satisface la regla del octeto para los átomos de oxígeno,no es así para el carbono que se encuentra deficiente en dos electrones. Entonces se requiere mover un par de ekectrones libres de los átomos de oxígeno para formar un enlace doble. De esta manera la regla del octeto se cumple también para el átomo central ©.
Por último se encierra en corchetes la expresión y se indica la carga del anión.
..
- O
- 2-
| C
.. ..
- O O
ׁׁ ׁׁ
C PARA UN CATION POLIATOMICO (NH4)+
1.
H
H N H
H
2. número total de electrones de valencia: 5(N) + 4×1 (H) −1(carga)=8
3.
H
׀
H—— N—— H
׀
H
4. y 5. Tanto el átomo central como los circunvecinos cumplen con la regla del octeto y del duplete respectivamente. Por eso no es necesario agregar electrones, ni crear enlaces múltiples, solo resta encerrar en corchetes la expresión e indicar la carga correspondiente.
1+
H
׀
H—— N—— H
׀
H
RESONANCIA
Una molécula o ión poliatómico para el cual es posible escribir dos o más fórmulas puntuales (de Lewis) con el mismo ordenamiento atómico, presenta resonancia.
Las distintas estructuras propuestas se denominan estructuras resonantes y la relación entre ellas se expresa con una flecha de doble punta (o doble cabeza).
La estructura “verdadera” es un promedio de las dos o más estructuras de Lewis que se pueden escribir para una misma molécula.
La resonancia es una invención humana diseñada para superar las limitaciones que presentan estos sencillos modelos de enlace y constituyen un mejoramiento a la estructura de Lewis.
Las fórmulas expresan muchas de las propiedades de las sustancias pero no representan su estructura directamente, no son “retratos” de las moléculas. Debemos tener en cuenta que la molécula es una entidad fuertemente dinámica, los electrones se encuentran en constante movimiento y unos núcleos atómicos vibran en relación con otros, aún cuando en las fórmulas las sustancias están representadas por símbolos y puntos en posiciones fijas. Tal representación sirve para expresar la composición molecular, pero es muy pobre para espresar la naturaleza de los enlaces interatómicos.
Veamos un ejemplo:El monóxido de carbono es un gas tóxico, incoloro e inodoro que se forma al quemar carbono o un hidrocarburo con poco oxígeno. Se encuentra presente en los gases del escape de los automóviles, es un veneno insidioso y se enlaza fuertemente con el hierro de la hemoglobina que es la proteína que transporta el oxígeno en los glóbulos rojos reduciendo la capacidad de la sangre para transportar O2. Como el CO es inodoro e incoloro, con frecuencia las víctimas no se dan cuenta hasta que es demasiado tarde.
Para el monóxido de carbono(CO): surge una primera estructura que enlaza a ambos átomos por medio de un enlace covalente doble, lo cual es lógico teniendo en cuenta que tanto el carbono como el oxígeno poseen dos electrones desapareados cada uno.
C O
Pero cuando intentamos completar el octeto usando los 10 electrones disponibles [4© + 6(O)] nos damos cuenta que sólo el oxígeno (porque es el más electronegativo) logra completar su octeto. ..
- C O
Por eso recurrimos a una segunda estructura para la cual el carbono también llene su octeto. Para eso disponemos uno de los pares electrónicos sin compartir del oxígeno en la formación de un tercer enlace entre ambos átomos, el cual es una mezcla entre un enlace covalente triple y coordinado del cual resulta una densidad negativa sobre el C y una densidad positiva sobre el O. .. ..
C O
- +
Como la longitud del enlace carbono-oxígeno es intermedia entre la longitud carcterística del enlace doble y triple, se cree que hay dos formas resonantes que contribuyen a su estructura y surgen dos estructuras llamadas resonantes que se simbolizan:
.. .. ..
[ :C O: ] [ C O ]
- +
El ión carbonato presenta tres estructuras resonantes:
O 2- O 2- O 2-
O C O O C O O C O
La estructura verdadera es un promedio de las tres. Los tres enlaces C-O en realidad no son ni dobles ni simples, sino que tienen una fuerza intermedia. Esto se ha verificado experimentalmente basándose en mediciones efectuadas con muchos compuestos, se sabe que la longitud de enlace sencillo para C-O es1,43 Aº y
TEORIA DE LA REPULSION DEL PAR DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA (TRPECV)
LA TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA (EV) CONSIDERA QUE LOS ENLACES QUIMICOS SON PRODUCTO DE LA COPARTICIPACION DE LOS ELECTRONES DE VALENCIA ENTRE LOS ATOMOS O DICHO DE OTRA MANERA, SUPONE QUE LOS ENLACES COVALENTES SE FORMAN CUANDO LOS ORBITALES ATOMICOS DE ATOMOS DISTINTOS SE SUPERPONEN Y COMPARTEN ELECTRONES. EN EL CONTEXTO DE ESTA TEORIA, EL CONCEPTO DE RESONANCIA SURGE NATURALMENTE. PERO ESTA TEORIA, DESDE EL PUNTO DE VISTA EDUCACIONAL ES INCOMPLETA DADO QUE NO APORTA INFORMACION A CERCA DE LA GEOMETRIA MOLECULAR CORRECTA Y/O COINCIDENTE CON LA GEOMETRIA OBSERVADA EXPERIMENTALMENTE.
El modelo de la TRPECV permite combinar la sencillez de las estructuras de Lewis con un conjunto de reglas bien definidas que permiten hacer estimaciones muy precisas sobre la geometría molecular, considera que el enlace simple, doble, triple y un par electrónico no compartido constituyen una región única de alta densidad electrónica basándose en dos supuestos:
Cada par electrónico de la capa de valencia de un átomo central es significativa.
La repulsión entre los pares electrónicos de la capa de valencia determinan la forma de las moléculas.
Uno de los retos centrales de la química es comprender la naturaleza del enlace covalente. La clave de la estructura molecular es el enlace, y éste se encuentra íntimamente relacionado con las propiedades físicas y con las propiedades químicas del compuesto en cuestión. Las teorías actuales sobre el enlace no siempre son enteramente satisfactorias. Debemos tener en cuenta que todo lo que se proponga debe estar de acuerdo con las observaciones experimentales basadas en experimentos confiables. La TRPECV supone que los pares de electrones están ordenados en torno al elemento central del compuesto con una separación máxima y por ende una repulsión mínima entre ellos. Nos permite predecir la geometría de moléculas e iones y comprender el ordenamiento espacial de los átomos de una molécula. La TEV explica dichos enlaces en términos de la superposición de orbitales atómicos. Estas dos teorías junto con el concepto adicional de hibridación, se conjugan para dar una descripción completa del enlace que nos permita explicar la estructura de las moléculas covalentes.
Reglas de la TRPECV:
Es necesario tener en cuenta conceptos fundamentales como pares enlazante y no enlazantes, hibridación y geometría electrónica.
los electrones que participan del enlace son los electrones de valencia, es decir, aquellos que no se encuentran presentes en el gas noble anterior.
la geometría electrónica del átomo central es el ordenamiento de estas regiones de alta densidad electrónica.
Cada par no compartido ocupa un orbital distinto.
Los pares de electrones no enlazantes se acomodan alrededor del átomo central de forma de minimizar su repulsión.
Los pares de electrones no enlazantes (PN) ocupan más lugar en el espacio que los pare enlazantes (PE). El orden relativo de la repulsión entre pares electrónicos es PN-PN PN-PE PE-PE.
Un enlace triple ocupa más espacio que uno doble, el cual a su vez ocupa más espacio que uno simple.
El espacio ocupado por un PE es menor cuanto mayor sea la electronegatividad del ligando con el cual está unido el metal central.
HIBRIDACION
Analicemos ahora uno de estos compuestos: el Be Cl2.
Con lo expuesto y teniendo en cuenta que el compuesto al estado gaseoso resulta covalente tendrá la siguiente fórmula de puntos de Lewis.
.. ..
- Cl
- Be: Cl :
ֹֹ ֹֹ .. .. ..
o bien : Cl Be Cl :
ֹֹ ֹֹ
Si verificamos la regla del octeto veremos que la misma se cumple para los átomos de cloro pero no para el berilio. Ahora vayamos a la configuración electrónica de los átomos aislados:
Be= [2He] 2s2
Cl= [Ne] 3s2 ,3p5
Vemos claramente que el berilio no posee ningún electrón desapareado, entonces ¿Cómo es posible que realice dos enlaces covalentes simples? Esto pude explicarse si se supone que antes de la formación del enlace uno de los dos electrones 2s se exita a un nivel 2p.
__ __
Be= [2He] [2He]
2s2
(estado fundamental) ( estado excitado)
Ahora el átomo de berilio tiene dos electrones desapareados, por lo que podría formar dos enlaces covalentes como en el cloruro de berilio, pero estos enlacs serían distintos entre sí, uno sería un enlace “s” y el otro sería “p”. Experimentalmente se ha encontrado que las propiedades de ambos enlaces son idénticas, por eso se sugiere que ambos enlaces son equivalentes. Entonces consideramos que los orbitales “s” y “p” pueden ser mezclados para dar dos orbitales híbridos sp.
__ __
[2He] [2He] __ __
( estado excitado)
2 ORBITALES híbridos sp
Cuando tratamos de explicar los enlaces y la geometría de muchas moléculas a través de la unión de orbitales puros, nos encontramos con modelos que no están de acuerdo con la realidad. El primer caso que trataremos será el de los compuestos carbono-hidrógeno. En el diagrama electrónico podemos ver que el carbono (Z=6) puede adquirir la covalencia 4 con un salto de un electrón al subnivel 2pz.
Si los enlaces C-H se forma-
sen a partir del orbital 1s del hidrógeno y de los orbitales s
y p del carbono, la molécula de metano tendría tres enlaces de igual energía (s-p) y otro de distinta energía (s-s). El comportamiento químico del
CH4 nos permite asegurar que todos los enlaces C-H son idénticos. Por tanto, el carbono ha de disponer de orbitales de igual energía. (este diagrama está simplificado y es puramente orientativo)
Mediante un procedimiento de HIBRIDACIÓN, un grupo de orbitales de valencia de diferentes energías dan lugar a otro número igual de orbitales, de características híbridas, y de la misma energía. En general, a partir de orbitales puros heterogéneos (s, p, d…) se pueden obtener orbitales híbridos homogé-
neos (p.ej: sp3d, etc).
En el caso que nos ocupa, hemos obtenido 4 orbitales homogéneos llamados sp3 debido a la proporción existente entre los puros (un 25% de características s y un 75
