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9.9: Estructuras de Lewis de Compuestos Moleculares e Iones Poliatómicos
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Lewis Structures of Molecular Compounds and Polyatomic Ions
 
TRANSCRIPCIÓN

9.9: Estructuras de Lewis de Compuestos Moleculares e Iones Poliatómicos

Para dibujar estructuras de Lewis para moléculas complicadas e iones moleculares, es útil seguir un procedimiento paso a paso como se describe a continuación:

  1. Determine el número total de electrones de valencia (capa externa). Para cationes, reste un electrón por cada carga positiva. Para aniones, agregue un electrón por cada carga negativa.
  2. Dibuje una estructura de esqueleto de la molécula o ión, colocando los átomos alrededor de un átomo central. (Generalmente, el elemento menos electronegativo debe colocarse en el centro.) Conecte cada átomo al átomo central con un solo enlace (un par de electrones).
  3. Distribuya los electrones restantes como pares solitarios en los átomos terminales (excepto el hidrógeno), completando un octeto alrededor de cada átomo.
  4. Coloque todos los electrones restantes en el átomo central.
  5. Reorganice los electrones de los átomos externos para hacer múltiples enlaces con el átomo central con el fin de obtener octetos siempre que sea posible.

Por ejemplo, considere SiH4, CHO2, NO+ y OF2 como ejemplos para los cuales esta directriz general puede ser aplicada para determinar sus estructuras de Lewis.

  1. Determine el número total de electrones de valencia (capa externa) en la molécula o el ion. 

Para una molécula como SiH4, se agrega el número de electrones de valencia en cada átomo de la molécula: 

= [4 ede valencia/átomo de Si × 1Si átomo] + [ 1 e de valencia/átomo de H × 4H átomos] = 8 ede valencia

CHO2

Para un ión negativo, como CHO2, el número de electrones de valencia en los átomos se añaden al número de cargas negativas en el ión (se gana un electrón por cada carga negativa):

= [4 ede valencia/ C átomo × 1C átomo] + [1 ede valencia/ H átomo × 1H átomo] + [6 ede valencia/ O átomo × 2O átomos] + [1 eadicional] = 18 e

NO+

Para un ión positivo, como el NO+, se añaden el número de electrones de valencia en los átomos del ion, seguidos de la resta del número de cargas positivas en el ion (se pierde un electrón por cada carga positiva) a partir del número total de electrones de valencia:

= [5 e de valencia/N átomo × 1N átomo] + [6 ede valencia/O átomo × 1 O átomo] + [−1 e] = 10 ede valencia

OF2 

OF2 Siendo una molécula neutra, simplemente se añade el número de electrones de valencia:

= [6 ede valencia/O átomo × 1O átomo] + [7 ede valencia/F átomo × 2 F átomos] = 20 ede valencia

  1. Dibuje una estructura de esqueleto de la molécula o ion, organizando los átomos alrededor de un átomo central y conectando cada átomo al átomo central con un enlace único (un par de electrones). (Tenga en cuenta que los iones son denotados con brazos alrededor de la estructura y la carga iónica fuera de los brazos:)
    Figure1
    En los casos en los que son posibles varios arreglos de átomos, como en el caso del CHO2, se utiliza evidencia experimental para elegir la correcta. En general, los elementos menos electronegativos son más propensos a ser átomos centrales. En el CHO2, el átomo de carbono menos electronegativo ocupa la posición central con los átomos de oxígeno e hidrógeno rodeándolo. Otros ejemplos incluyen el P en el POCl3, el S en SO2 y el Cl en ClO4.  Una excepción es que el hidrógeno casi nunca es un átomo central. Como el elemento más electronegativo, el flúor tampoco puede ser un átomo central.
  2. Distribuya los electrones restantes como pares solitarios en los átomos terminales (excepto en el hidrógeno) para completar sus capas de valencia con un octeto de electrones. (Sin electrones restantes en SiH4, su estructura no cambia.)
    Figure2
  3. Coloque todos los electrones restantes en el átomo central. 
    • Para SiH4, CHO2 y NO+, no quedan electrones. Para OF2, de los 16 electrones restantes, se colocan 12, dejando así 4 electrones para ser colocados en el átomo central:
      Figure3
  4. Reorganice los electrones de los átomos externos para formar múltiples enlaces con el átomo central, para obtener octetos en donde sea posible. 
    • SiH4: El Si ya tiene un octeto, así que no hay que hacer nada. 
      Figure4
    • CHO2:   Los electrones de valencia se distribuyen como pares solitarios en los átomos de oxígeno, pero el átomo de carbono carece de un octeto.  
      Figure5
    • Por lo tanto, un par de electrones solitario es donado desde uno de los oxígenos al átomo de carbono formando un enlace doble. Dependiendo del átomo de oxígeno que donó los electrones, puede haber dos estructuras posibles, también llamadas estructuras de resonancia. 
    • NO+: Para este ion, se agregan ocho electrones de valencia, pero ninguno de los dos átomos tiene un octeto. No se pueden añadir electrones adicionales ya que los electrones totales ya están usados. En este escenario, los electrones deben ser movidos para formar múltiples enlaces. El átomo de nitrógeno tiene dos pares de electrones solitarios y el átomo de oxígeno tiene uno. 
      Figure6
    • Esto todavía no produce un octeto, así que otro par debe ser movido para formar un enlace triple.
       Figure7
    • En OF2, nada cambia debido a que cada átomo ya tiene un octeto.
      Figure8

Este texto es adaptado deOpenstax, Química 2e, Sección 7.3: Símbolos y estructuras de Lewis.

 

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