Nomenclatura química La nomenclatura , un conjunto de reglas para nombrar las cosas, es importante en la ciencia y en muchas otras situaciones. Este módulo describe un enfoque que se utiliza para nombrar compuestos iónicos y moleculares simples, como NaCl, CaCO 3 y N 2 O 4 . Los más sencillos son los compuestos binarios , los que contienen solo dos elementos, pero también consideraremos cómo nombrar los compuestos iónicos que contienen iones poliatómicos, y una clase específica y muy importante de compuestos conocidos como ácidos (los capítulos siguientes de este texto se centrarán en estos compuestos con gran detalle). Nos limitaremos aquí a los compuestos inorgánicos, compuestos que están formados principalmente por elementos distintos del carbono, y seguiremos las directrices de nomenclatura propuestas por la IUPAC. Las reglas de los compuestos orgánicos, en los que el carbono es el elemento principal, se tratarán en un capítulo posterior sobre química orgánica. Compuestos iónicos Para nombrar un compuesto inorgánico, debemos tener en cuenta las respuestas a las siguientes preguntas. En primer lugar, ¿el compuesto es iónico o molecular? Si el compuesto es iónico, ¿el metal forma iones de un solo tipo (carga fija) o de más de un tipo (carga variable)? ¿Los iones son monoatómicos o poliatómicos? Si el compuesto es molecular, ¿contiene hidrógeno? Si es así, ¿también contiene oxígeno? A partir de las respuestas que obtenemos, colocamos el compuesto en una categoría adecuada y le damos el nombre correspondiente. Compuestos que solo contienen iones monoatómicos El nombre de un compuesto binario que contiene iones monoatómicos consiste en el nombre del catión (el nombre del metal) seguido del nombre del anión (el nombre del elemento no metálico con su terminación sustituida por el sufijo -uro ). Algunos ejemplos se recogen en la . Nombres de algunos compuestos iónicos NaCl, cloruro de sodio Na 2 O, óxido de sodio KBr, bromuro de potasio CdS, sulfuro de cadmio CaI 2 , yoduro de calcio Mg 3 N 2 , nitruro de magnesio CsF, fluoruro de cesio Ca 3 P 2 , fosfuro de calcio LiCl, cloruro de litio Al 4 C 3 , carburo de aluminio Compuestos que contienen iones poliatómicos Los compuestos que contienen iones poliatómicos se nombran de forma similar a los que solo contienen iones monatómicos, es decir, nombrando primero el catión y luego el anión. Los ejemplos se muestran en la . Nombres de algunos compuestos iónicos poliatómicos KC 2 H 3 O 2 , acetato de potasio NH 4 Cl, cloruro de amonio NaHCO 3 , bicarbonato de sodio CaSO 4 , sulfato de calcio Al 2 (CO 3 ) 3 , carbonato de aluminio Mg 3 (PO 4 ) 2 , fosfato de magnesio Compuestos iónicos en sus armarios Cada día usted encuentra y utiliza un gran número de compuestos iónicos En la , se listan algunos de estos compuestos, dónde se encuentran y para qué se utilizan. Observe la etiqueta o la lista de ingredientes de los distintos productos que utilice durante los próximos días, y compruebe si se encuentra con alguno de los que aparecen en esta tabla, o halle otros compuestos iónicos que ahora podría nombrar o escribir como fórmula. Compuestos iónicos cotidianos Compuesto iónico Uso NaCl, cloruro de sodio sal de mesa común KI, yoduro de potasio añadido a la sal "yodada" para la salud de la tiroides NaF, fluoruro de sodio ingrediente de la pasta de dientes NaHCO 3 , bicarbonato de sodio bicarbonato de sodio; se utiliza en la cocina (y como antiácido) Na 2 CO 3 , carbonato de sodio sosa; se utiliza en productos de limpieza NaOCl, hipoclorito de sodio ingrediente activo de la lejía de uso doméstico CaCO 3 , carbonato de calcio ingrediente de los antiácidos Mg(OH) 2 , hidróxido de magnesio ingrediente de los antiácidos Al(OH) 3 , hidróxido de aluminio ingrediente de los antiácidos NaOH, hidróxido de sodio lejía; se utiliza como limpiador de desagües K 3 PO 4 , fosfato de potasio aditivo alimentario (muchos propósitos) MgSO 4 , sulfato de magnesio añadido al agua purificada Na 2 HPO 4 , hidrogenofosfato de sodio agente antiaglomerante; utilizado en productos en polvo Na 2 SO 3 , sulfito de sodio conservante Compuestos que contienen un ion metálico con carga variable La mayoría de los metales de transición y algunos metales del grupo principal pueden formar dos o más cationes con cargas diferentes. Los compuestos de estos metales con no metales se nombran con el mismo método que los compuestos de la primera categoría, salvo que la carga del ion metálico se especifica con un número romano entre paréntesis después del nombre del metal. La carga del ion metálico se determina a partir de la fórmula del compuesto y la carga del anión. Por ejemplo, consideremos los compuestos iónicos binarios de hierro y cloro. El hierro suele presentar una carga de 2+ o 3+ (vea la ), y las dos fórmulas compuestas correspondientes son FeCl 2 y FeCl 3 . El nombre más sencillo, "cloruro de hierro", será en este caso ambiguo, ya que no distingue entre estos dos compuestos. En estos casos, la carga del ion metálico se incluye como un número romano entre paréntesis inmediatamente después del nombre del metal. Estos dos compuestos se denominan inequívocamente cloruro de hierro(II) y cloruro de hierro(III), respectivamente. Otros ejemplos se encuentran en la . Algunos compuestos iónicos con iones metálicos de carga variable Compuesto Nombre FeCl 2 cloruro de hierro(II) FeCl 3 cloruro de hierro(III) Hg 2 O óxido de mercurio(I) HgO óxido de mercurio(II) SnF 2 fluoruro de estaño(II) SnF 4 fluoruro de estaño(IV) La nomenclatura anticuada utilizaba los sufijos -ico y -oso para designar los metales con mayor y menor carga, respectivamente: El cloruro de hierro(III), FeCl 3 , se denominaba anteriormente cloruro férrico, y el cloruro de hierro(II), FeCl 2 , se conocía como cloruro ferroso. Aunque la comunidad científica ha abandonado en gran medida esta convención de nomenclatura, sigue siendo utilizada por algunos segmentos de la industria. Por ejemplo, puede ver las palabras fluoruro de estañoso en un tubo de pasta de dientes. Esto representa la fórmula SnF 2 , que se denomina más correctamente fluoruro de estaño(II). El otro fluoruro de estaño es el SnF 4 , que antes se llamaba fluoruro estánico, pero que ahora se denomina fluoruro de estaño(IV). Hidratos iónicos Los compuestos iónicos que contienen moléculas de agua como componentes integrales de sus cristales se denominan hidratos . El nombre de un hidrato iónico se obtiene añadiendo un término al nombre del compuesto anhidro (que significa "no hidratado") que indica el número de moléculas de agua asociadas a cada unidad de fórmula del compuesto. La palabra añadida comienza con un prefijo griego que denota el número de moléculas de agua (consulte la ) y termina con "hidrato". Por ejemplo, el compuesto anhidro de sulfato de cobre(II) también existe como un hidrato que contiene cinco moléculas de agua y se denomina sulfato de cobre(II) pentahidratado. La sosa es el nombre común de un hidrato de carbonato de sodio que contiene 10 moléculas de agua; el nombre sistemático es carbonato de sodio decahidratado. Las fórmulas de los hidratos iónicos se escriben añadiendo un punto centrado verticalmente, un coeficiente que representa el número de moléculas de agua y la fórmula del agua. Los dos ejemplos mencionados en el párrafo anterior están representados por las fórmulas sulfato de cobre(II) pentahidratado CuSO 4 ∙ 5H 2 O carbonato sódico decahidratado Na 2 CO 3 ∙ 10H 2 O Prefijos de la nomenclatura Número Prefijo Número Prefijo 1 (a veces se omite) mono- 6 hexa- 2 di- 7 hepta- 3 tri- 8 octa- 4 tetra- 9 nona- 5 penta- 10 deca- Cómo nombrar los compuestos iónicos Nombre los siguientes compuestos iónicos: (a) Fe 2 S 3 (b) CuSe (c) GaN (d) MgSO 4 ∙7H 2 O (e) Ti 2 (SO 4 ) 3 Solución Los aniones de estos compuestos tienen una carga negativa fija (S 2– , Se 2– , N 3– y SO 4 2− ), y los compuestos deben ser neutros. Como el número total de cargas positivas en cada compuesto debe ser igual al número total de cargas negativas, los iones positivos deben ser Fe 3+ , Cu 2+ , Ga 3+ , Mg 2+ y Ti 3+ . Estas cargas se utilizan en los nombres de los iones metálicos: (a) sulfuro de hierro(III) (b) seleniuro de cobre(II) (c) nitruro de galio(III) (d) sulfato de magnesio heptahidratado (e) sulfato de titanio(III) Compruebe lo aprendido Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos iónicos: (a) fosfuro de cromo(III) (b) sulfuro de mercurio(II) (c) fosfato de manganeso(II) (d) óxido de cobre(I) (e) cloruro de hierro(III) dihidratado Respuesta: (a) CrP; (b) HgS; (c) Mn 3 (PO 4 ) 2 ; (d) Cu 2 O; (e) FeCl 3 ∙2H 2 O Erin Brokovich y la contaminación por cromo A principios de los años 90, la asistente legal Erin Brockovich ( ) descubrió un alto índice de enfermedades graves en la pequeña ciudad de Hinckley, California. Su investigación acabó relacionando las enfermedades con las aguas subterráneas contaminadas por Cr(VI) utilizadas por Pacific Gas & Electric (PG&E) para evitar la corrosión en una tubería de gas natural cercana. Tal y como se narra en la película Erin Brokovich (por la que Julia Roberts ganó un Oscar), Erin y el abogado Edward Masry demandaron a PG&E por contaminar el agua cerca de Hinckley en 1993. El acuerdo que obtuvieron en 1996, 333 millones de dólares, fue la mayor cantidad jamás concedida por una demanda de acción directa en los EE. UU. en ese momento. (a) Erin Brockovich descubrió que el Cr(VI), utilizado por PG&E, había contaminado el suministro de agua de Hinckley, California. (b) El ion Cr(VI) suele estar presente en el agua en forma de iones poliatómicos de cromato, CrO 4 2− (izquierda), y el dicromato, Cr 2 O 7 2− (derecha). Los compuestos de cromo se utilizan ampliamente en la industria, por ejemplo, para el cromado, en la fabricación de tintes, como conservantes y para evitar la corrosión en las torres de enfriamiento, como ocurrió cerca de Hinckley. En el medio ambiente, el cromo existe principalmente en las formas de Cr(III) o Cr(VI). El Cr(III), ingrediente de muchos suplementos vitamínicos y nutricionales, forma compuestos poco solubles en el agua y tiene una baja toxicidad. Pero el Cr(VI) es mucho más tóxico y forma compuestos razonablemente solubles en agua. La exposición a pequeñas cantidades de Cr(VI) puede provocar daños en los sistemas respiratorio, gastrointestinal e inmunitario, así como en los riñones, el hígado, la sangre y la piel. A pesar de los esfuerzos de limpieza, la contaminación de las aguas subterráneas por Cr(VI) sigue siendo un problema en Hinckley y en otros lugares del mundo. Un estudio realizado en 2010 por el Grupo de Trabajo Ambiental descubrió que, de las 35 ciudades estadounidenses analizadas, 31 tenían niveles de Cr(VI) en el agua del grifo superiores a la meta de salud pública de 0,02 partes por mil millones establecido por la Agencia de Protección Ambiental de California. Compuestos moleculares (covalentes) Las características de enlace de los compuestos moleculares inorgánicos son diferentes a las de los compuestos iónicos, y también se nombran utilizando un sistema diferente. Las cargas de los cationes y aniones dictan sus proporciones en los compuestos iónicos, por lo que especificar los nombres de los iones proporciona información suficiente para determinar las fórmulas químicas. Sin embargo, como el enlace covalente permite una variación significativa en las relaciones de combinación de los átomos de una molécula, los nombres de los compuestos moleculares deben identificar explícitamente estas relaciones. Compuestos formados por dos elementos Cuando dos elementos no metálicos forman un compuesto molecular, suelen ser posibles varias relaciones de combinación. Por ejemplo, el carbono y el oxígeno pueden formar los compuestos CO y CO 2 . Como se trata de sustancias diferentes con propiedades distintas, no pueden tener ambas el mismo nombre (no pueden llamarse ambas óxido de carbono). Para hacer frente a esta situación, utilizamos un método de nomenclatura algo similar al utilizado para los compuestos iónicos, pero con prefijos añadidos para especificar el número de átomos de cada elemento. El nombre del elemento más metálico (el que está más a la izquierda o abajo de la tabla periódica) va primero, seguido del nombre del elemento que sea más no metálico (el que está más a la derecha o arriba) con su terminación cambiada por el sufijo -uro . Los números de átomos de cada elemento se designan con los prefijos griegos que aparecen en la . Cuando solo hay un átomo del primer elemento, se suele eliminar el prefijo mono- de esa parte. Así, el CO se denomina monóxido de carbono y CO 2 dióxido de carbono. Cuando dos vocales son adyacentes, la a del prefijo griego se suele suprimir. Algunos otros ejemplos se muestran en la . Nombres de algunos compuestos moleculares formados por dos elementos Compuesto Nombre Compuesto Nombre SO 2 dióxido de azufre BCl 3 tricloruro de boro SO 3 trióxido de azufre SF 6 hexafluoruro de azufre NO 2 dióxido de nitrógeno PF 5 pentafluoruro de fósforo N 2 O 4 tetróxido de dinitrógeno P 4 O 10 decaóxido de tetrafósforo N 2 O 5 pentóxido de dinitrógeno IF 7 heptafluoruro de yodo Hay algunos nombres comunes que encontrará a medida que continúe su estudio de la química. Por ejemplo, aunque el NO se llama a menudo óxido nítrico, su nombre correcto es monóxido de nitrógeno. Del mismo modo, el N 2 O se conoce como óxido nitroso aunque nuestras normas especificarían el nombre de monóxido de dinitrógeno. (Y el H 2 O suele llamarse agua, no monóxido de dihidrógeno). Debe memorizar los nombres comunes de los compuestos a medida que los encuentre. Nombrar compuestos covalentes Nombre los siguientes compuestos covalentes: (a) SF 6 (b) N 2 O 3 (c) Cl 2 O 7 (d) P 4 O 6 Solución Como estos compuestos están formados únicamente por no metales, utilizamos prefijos para designar el número de átomos de cada elemento: (a) hexafluoruro de azufre (b) trióxido de dinitrógeno (c) heptóxido de dicloro (d) hexóxido de tetrafósforo Compruebe lo aprendido Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos: (a) pentacloruro de fósforo (b) monóxido de dinitrógeno (c) heptafluoruro de yodo (d) tetracloruro de carbono Respuesta: (a) PCl 5 ; (b) N 2 O; (c) IF 7 ; (d) CCl 4 La siguiente página web permite practicar el nombre de los compuestos químicos y la escritura de las fórmulas químicas. Puede elegir compuestos iónicos binarios, poliatómicos y de carga variable, así como compuestos moleculares. Ácidos binarios Algunos compuestos que contienen hidrógeno son miembros de una importante clase de sustancias conocidas como ácidos. La química de estos compuestos se explora con más detalle en capítulos posteriores de este texto, pero por ahora bastará con señalar que muchos ácidos liberan iones de hidrógeno, H + , cuando se disuelven en agua. Para denotar esta propiedad química distintiva, una mezcla de agua con un ácido recibe un nombre derivado del nombre del compuesto. Si el compuesto es un ácido binario (formado por hidrógeno y otro elemento no metálico): La palabra "hidrógeno" se cambia por el prefijo hidro- El nombre del otro elemento no metálico se modifica añadiendo el sufijo -ico La palabra "ácido" se agrega como segunda palabra Por ejemplo, cuando el gas HCl (cloruro de hidrógeno) se disuelve en agua, la solución se llama ácido clorhídrico . Otros ejemplos de esta nomenclatura se muestran en la . Nombres de algunos ácidos simples Nombre del gas Nombre del ácido HF( g ), fluoruro de hidrógeno HF( aq ), ácido hidrofluorhídrico HCl( g ), cloruro de hidrógeno HCl( aq ), ácido clorhídrico HBr( g ), bromuro de hidrógeno HBr( aq ), ácido bromhídrico HI( g ), yoduro de hidrógeno HI( aq ), ácido yodhídrico H 2 S( g ), sulfuro de hidrógeno H 2 S( aq ), ácido hidrosulfúrico Oxiácidos Muchos compuestos que contienen tres o más elementos (como los compuestos orgánicos o de coordinación) están sujetos a reglas de nomenclatura especializadas que aprenderá más adelante. Sin embargo, hablaremos brevemente de los importantes compuestos conocidos como oxiácidos , compuestos que contienen hidrógeno, oxígeno y al menos otro elemento, y que se enlazan de tal manera que imparten propiedades ácidas al compuesto (aprenderá los detalles de esto en un capítulo posterior). Los oxiácidos típicos están formados por hidrógeno combinado con un ion poliatómico que contiene oxígeno. Para nombrar a los oxiácidos: Omita el "hidrógeno" Comience con el nombre de la raíz del anión Sustituya – ato con – ico , o – ito con – oso Añada "ácido" Por ejemplo, consideremos el H 2 CO 3 (que podríamos llamar "carbonato de hidrógeno"). Para nombrarlo correctamente, se omite el "hidrógeno"; se sustituye el – ato de carbonato por – ico ; y se añade ácido, por lo que su nombre es ácido carbónico. Otros ejemplos se encuentran en la . Hay algunas excepciones al método general de denominación (por ejemplo, el H 2 SO 4 se denomina ácido sulfúrico, no ácido súlfico, y el H 2 SO 3 es ácido sulfuroso, no ácido sulfoso). Nombres de oxiácidos comunes Fórmula Nombre del anión Nombre del ácido HC 2 H 3 O 2 acetato ácido acético HNO 3 nitrato ácido nítrico HNO 2 nitrito ácido nitroso HClO 4 perclorato ácido perclórico H 2 CO 3 carbonato ácido carbónico H 2 SO 4 sulfato ácido sulfúrico H 2 SO 3 sulfito ácido sulfuroso H 3 PO 4 fosfato ácido fosfórico Conceptos clave y resumen Los químicos utilizan reglas de nomenclatura para nombrar claramente los compuestos. Los compuestos iónicos y moleculares se nombran con métodos algo diferentes. Los compuestos iónicos binarios suelen estar formados por un metal y un no metal. Primero se escribe el nombre del metal, seguido del nombre del no metal con su terminación cambiada a uro/ido . Por ejemplo, el K 2 O se llama óxido de potasio. Si el metal puede formar iones con diferentes cargas, un número romano entre paréntesis sigue al nombre del metal para especificar su carga. Así, el FeCl 2 es cloruro de hierro(II) y el FeCl 3 es cloruro de hierro(III). Algunos compuestos contienen iones poliatómicos; hay que memorizar los nombres de los iones poliatómicos más comunes. Los compuestos moleculares pueden formar compuestos con diferentes proporciones de sus elementos, por lo que se utilizan prefijos para especificar el número de átomos de cada elemento en una molécula del compuesto. Algunos ejemplos son el SF 6 , hexafluoruro de azufre, y el N 2 O 4 , tetróxido de dinitrógeno. Los ácidos son una clase importante de compuestos que contienen hidrógeno y tienen reglas de nomenclatura especiales. Los ácidos binarios se nombran utilizando el prefijo hidro- , cambiando el sufijo -uro por -ico y añadiendo "ácido"; HCl es ácido clorhídrico. Los oxiácidos se nombran cambiando la terminación del anión (– ato a – ico e – ito a – oso ), y añadiendo "ácido"; H 2 CO 3 es ácido carbónico. Ejercicios de Química del final del capítulo Nombre los siguientes compuestos: (a) CsCl (b) BaO (c) K 2 S (d) BeCl 2 (e) HBr (f) AlF 3 (a) cloruro de cesio; (b) óxido de bario; (c) sulfuro de potasio; (d) cloruro de berilio; (e) bromuro de hidrógeno; (f) fluoruro de aluminio Nombre los siguientes compuestos: (a) NaF (b) Rb 2 O (c) BCl 3 (d) H 2 Se (e) P 4 O 6 (f) ICl 3 Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos: (a) bromuro de rubidio (b) seleniuro de magnesio (c) óxido de sodio (d) cloruro de calcio (e) fluoruro de hidrógeno (f) fosfuro de galio (g) bromuro de aluminio (h) sulfato de amonio (a) RbBr; (b) MgSe; (c) Na 2 O; (d) CaCl 2 ; (e) HF; (f) GaP; (g) AlBr 3 ; (h) (NH 4 ) 2 SO 4 Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos: (a) carbonato de litio (b) perclorato de sodio (c) hidróxido de bario (d) carbonato de amonio (e) ácido sulfúrico (f) acetato de calcio (g) fosfato de magnesio (h) sulfito de sodio Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos: (a) dióxido de cloro (b) tetraóxido de dinitrógeno (c) fosfuro de potasio (d) sulfuro de plata(I) (e) fluoruro de aluminio trihidratado (f) dióxido de silicio (a) ClO 2 ; (b) N 2 O 4 ; (c) K 3 P; (d) Ag 2 S; (e) AIF 3 ∙3H 2 O; (f) SiO 2 Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos: (a) cloruro de bario (b) nitruro de magnesio (c) dióxido de azufre (d) tricloruro de nitrógeno (e) trióxido de dinitrógeno (f) cloruro de estaño(IV) Cada uno de los siguientes compuestos contiene un metal que puede presentar más de una carga iónica. Nombre estos compuestos: (a) Cr 2 O 3 (b) FeCl 2 (c) CrO 3 (d) TiCl 4 (e) CoCl 2 ∙6H 2 O (f) MoS 2 (a) óxido de cromo(III); (b) cloruro de hierro(II); (c) óxido de cromo(VI); (d) cloruro de titanio(IV); (e) cloruro de cobalto(II) hexahidratado; (f) sulfuro de molibdeno(IV) Cada uno de los siguientes compuestos contiene un metal que puede presentar más de una carga iónica. Nombre estos compuestos: (a) NiCO 3 (b) MoO 3 (c) Co(NO 3 ) 2 (d) V 2 O 5 (e) MnO 2 (f) Fe 2 O 3 Los siguientes compuestos iónicos se encuentran en productos domésticos comunes. Escriba las fórmulas de cada compuesto: (a) fosfato de potasio (b) sulfato de cobre(II) (c) cloruro de calcio (d) óxido de titanio(IV) (e) nitrato de amonio (f) bisulfato de sodio (nombre común del hidrogenosulfato de sodio) (a) K 3 PO 4 ; (b) CuSO 4 ; (c) CaCl 2 ; (d) TiO 2 ; (e) NH 4 NO 3 ; (f) NaHSO 4 Los siguientes compuestos iónicos se encuentran en productos domésticos comunes. Nombre cada uno de los compuestos: (a) Ca(H 2 PO 4 ) 2 (b) FeSO 4 (c) CaCO 3 (d) MgO (e) NaNO 2 (f) KI ¿Cuáles son los nombres de la IUPAC de los siguientes compuestos? (a) dióxido de manganeso (b) cloruro de mercurio (Hg 2 Cl 2 ) (c) nitrato férrico [Fe(NO 3 ) 3 ] (d) tetracloruro de titanio (e) bromuro cúprico (CuBr 2 ) (a) óxido de manganeso (IV); (b) cloruro de mercurio (I); (c) nitrato de hierro (III); (d) cloruro de titanio (IV); (e) bromuro de cobre (II) ácido binario compuesto que contiene hidrógeno y otro elemento, unido de forma que le confiere propiedades ácidas (capacidad de liberar iones H + cuando se disuelve en agua) compuesto binario compuesto que contiene dos elementos diferentes. nomenclatura sistema de reglas para nombrar objetos de interés oxiácido compuesto que contiene hidrógeno, oxígeno y otro elemento, unidos de forma que le confieren propiedades ácidas (capacidad de liberar iones H + al disolverse en agua)

Ciencia


Símbolos y estructuras de Lewis Hasta ahora, en este capítulo, hemos hablado de los distintos tipos de enlaces que se forman entre átomos o iones. En todos los casos, estos enlaces implican el intercambio o la transferencia de electrones de la capa de valencia entre los átomos. En esta sección, exploraremos el método típico para representar los electrones de la capa de valencia y los enlaces químicos, es decir, los símbolos de Lewis y las estructuras de Lewis. Símbolos de Lewis Utilizamos los símbolos de Lewis para describir las configuraciones de los electrones de valencia de los átomos e iones monoatómicos. Un símbolo de Lewis consiste en un símbolo elemental rodeado de un punto por cada uno de sus electrones de valencia: La muestra los símbolos de Lewis para los elementos del tercer periodo de la tabla periódica. Símbolos de Lewis que ilustran el número de electrones de valencia de cada elemento del tercer periodo de la tabla periódica. Los símbolos de Lewis también pueden utilizarse para ilustrar la formación de cationes a partir de átomos, como se muestra aquí para el sodio y el calcio: Asimismo, pueden utilizarse para mostrar la formación de aniones a partir de átomos, como se muestra aquí para el cloro y el azufre: La demuestra el uso de los símbolos de Lewis para mostrar la transferencia de electrones durante la formación de compuestos iónicos. Los cationes se forman cuando los átomos pierden electrones, representados por menos puntos de Lewis, mientras que los aniones se forman cuando los átomos ganan electrones. El número total de electrones no cambia. Estructuras de Lewis También utilizamos los símbolos de Lewis para indicar la formación de enlaces covalentes, que se muestran en las estructuras de Lewis , dibujos que describen el enlace en moléculas e iones poliatómicos. Por ejemplo, cuando dos átomos de cloro forman una molécula de cloro, comparten un par de electrones: La estructura de Lewis indica que cada átomo de Cl tiene tres pares de electrones que no se utilizan en el enlace (llamados pares solitarios ) y un par de electrones compartido (escrito entre los átomos). A veces se utiliza un guion (o línea) para indicar un par de electrones compartido: Un único par de electrones compartido se denomina enlace simple . Cada átomo de Cl interactúa con ocho electrones de valencia: los seis de los pares solitarios y los dos del enlace simple. La regla del octeto Las otras moléculas de halógeno (F 2 , Br 2 , I 2 , y At 2 ) forman enlaces como los de la molécula de cloro: un enlace simple entre átomos y tres pares solitarios de electrones por átomo. Esto permite que cada átomo de halógeno tenga una configuración electrónica de gas noble. La tendencia de los átomos del grupo principal a formar suficientes enlaces para obtener ocho electrones de valencia se conoce como la regla del octeto . El número de enlaces que puede formar un átomo puede predecirse a menudo a partir del número de electrones necesarios para alcanzar un octeto (ocho electrones de valencia); esto es especialmente cierto en el caso de los no metales del segundo periodo de la tabla periódica (C, N, O y F). Por ejemplo, cada átomo de un elemento del grupo 14 tiene cuatro electrones en su capa más externa y, por tanto, necesita cuatro electrones más para alcanzar un octeto. Estos cuatro electrones se obtienen al formar cuatro enlaces covalentes, como se ilustra aquí con el carbono en CCl 4 (tetracloruro de carbono) y el silicio en SiH 4 (silano). Como el hidrógeno solo necesita dos electrones para llenar su capa de valencia, es una excepción a la regla del octeto. Los elementos de transición y los elementos de transición internos tampoco siguen la regla del octeto: Los elementos del grupo 15, como el nitrógeno, tienen cinco electrones de valencia en el símbolo atómico de Lewis: un par solitario y tres electrones no apareados. Para obtener un octeto, estos átomos forman tres enlaces covalentes, como en el NH 3 (amoníaco). El oxígeno y otros átomos del grupo 16 obtienen un octeto formando dos enlaces covalentes: Enlaces dobles y triples Como se mencionó anteriormente, cuando un par de átomos comparte un par de electrones, lo llamamos enlace simple. Sin embargo, un par de átomos puede necesitar compartir más de un par de electrones para conseguir el octeto necesario. Un doble enlace se forma cuando se comparten dos pares de electrones entre un par de átomos, como ocurre entre los átomos de carbono y oxígeno del CH 2 O (formaldehído) y entre los dos átomos de carbono del C 2 H 4 (etileno): Un triple enlace se forma cuando un par de átomos comparten tres pares de electrones, como en el monóxido de carbono (CO) y el ion cianuro (CN – ): Escribir estructuras de Lewis con la regla del octeto En moléculas e iones moleculares muy simples, podemos escribir las estructuras de Lewis simplemente emparejando los electrones no pareados de los átomos que las componen. Vea estos ejemplos: En moléculas e iones moleculares más complicados, es útil seguir el procedimiento paso a paso que se describe aquí: Determine el número total de electrones de valencia (capa externa). Para los cationes, reste un electrón por cada carga positiva. Para los aniones, añada un electrón por cada carga negativa. Dibuje una estructura de esqueleto de la molécula o del ion, disponiendo los átomos alrededor de un átomo central. (Por lo general, el elemento menos electronegativo se colocar en el centro). Conecte cada átomo al átomo central con un enlace simple (un par de electrones). Distribuya los electrones restantes como pares solitarios en los átomos terminales (excepto el hidrógeno), completando un octeto alrededor de cada átomo. Coloque todos los electrones restantes en el átomo central. Reordene los electrones de los átomos exteriores para hacer enlaces múltiples con el átomo central a fin de obtener octetos cuando sea posible. Determinemos las estructuras de Lewis del SiH 4 , CHO 2 – , NO + , y OF 2 como ejemplos al seguir este procedimiento: Determine el número total de electrones de valencia (capa externa) en la molécula o el ion En una molécula, sumamos el número de electrones de valencia de cada uno de sus átomos: SiH 4 Si: 4 electrones de valencia/átomo × 1 átomo = 4 + H: 1 electrón de valencia/átomo × 4 átomos = 4 ¯ = 8 electrones de valencia En un ion negativo , como CHO 2 – , sumamos el número de electrones de valencia de los átomos al número de cargas negativas del ion (se gana un electrón por cada carga negativa): CHO 2 – C: 4 electrones de valencia/átomo × 1 átomo = 4 H: 1 electrón de valencia/átomo × 1 átomo = 1 O: 6 electrones de valencia/átomo × 2 átomos = 12 + 1 electrón adicional = 1 ¯ = 18 electrones de valencia En un ion positivo , como el NO + , sumamos el número de electrones de valencia de los átomos del ion y luego restamos el número de cargas positivas del ion (se pierde un electrón por cada carga positiva) del número total de electrones de valencia NO + N: 5 electrones de valencia/átomo × 1 átomo = 5 O: 6 electrones de valencia/átomo × 1 átomo = 6 + −1 electrón (carga positiva) = -1 ¯ = 10 electrones de valencia Como OF 2 es una molécula neutra, simplemente sumamos el número de electrones de valencia OF 2 O: 6 electrones de valencia/átomo × 1 átomo = 6 + F: 7 electrones de valencia/átomo × 2 átomos = 14 ¯ = 20 electrones de valencia Dibuje una estructura de esqueleto de la molécula o del ion, disponiendo los átomos alrededor de un átomo central y conectando cada átomo al átomo central con un enlace simple (un par de electrones). (Note que denotamos los iones con corchetes alrededor de la estructura, indicando la carga fuera de los corchetes:) Cuando son posibles varias disposiciones de los átomos, como en el caso de CHO 2 – , debemos utilizar las pruebas experimentales para elegir la correcta. En general, los elementos menos electronegativos tienen más probabilidades de ser átomos centrales. En CHO 2 – , el átomo de carbono menos electronegativo ocupa la posición central y lo rodean los átomos de oxígeno e hidrógeno. Otros ejemplos son el P en POCl 3 , el S en SO 2 y el Cl en ClO 4 – . Una excepción es que el hidrógeno casi nunca es un átomo central. Al ser el elemento más electronegativo, el flúor tampoco puede ser un átomo central. Distribuya los electrones restantes como pares solitarios en los átomos terminales (excepto el hidrógeno) para completar sus capas de valencia con un octeto de electrones. No hay electrones restantes en el SiH 4 , por lo que no se modifica: Coloque todos los electrones restantes en el átomo central. En SiH 4 , CHO 2 – , y NO + , no hay electrones restantes; ya colocamos todos los electrones determinados en el Paso 1. En OF 2 , teníamos 16 electrones restantes en el paso 3, y colocamos 12, dejando 4 para colocarlos en el átomo central: Reordene los electrones de los átomos exteriores para hacer enlaces múltiples con el átomo central a fin de obtener octetos siempre que sea posible. SiH 4 : Si ya tiene un octeto no hay que hacer nada. CHO 2 – : Hemos distribuido los electrones de valencia como pares solitarios en los átomos de oxígeno, pero el átomo de carbono carece de octeto: NO + : A este ion le añadimos ocho electrones de valencia, pero ningún átomo tiene un octeto. No podemos añadir más electrones porque ya hemos utilizado el total que encontramos en el Paso 1, así que debemos mover electrones para formar un enlace múltiple: Así todavía no se produce un octeto, así que debemos mover otro par, formando un triple enlace: En OF 2 , cada átomo tiene un octeto como se ha dibujado, por lo que nada cambia. Escritura de las estructuras de Lewis La misión Cassini-Huygens de la NASA detectó una gran nube de cianuro de hidrógeno (HCN) tóxico en Titán, una de las lunas de Saturno. Titán también contiene etano (H 3 CCH 3 ), acetileno (HCCH) y amoníaco (NH 3 ). ¿Cuáles son las estructuras de Lewis de estas moléculas? Solución Calcule el número de electrones de valencia. HCN: (1 × 1) + (4 × 1) + (5 × 1) = 10 H 3 CCH 3 : (1 × 3) + (2 × 4) + (1 × 3) = 14 HCCH: (1 × 1) + (2 × 4) + (1 × 1) = 10 NH 3 : (5 × 1) + (3 × 1) = 8 Dibuje un esqueleto y conecte los átomos con enlaces simples. Recuerda que el H nunca es un átomo central: Si es necesario, distribuya los electrones a los átomos terminales: HCN: seis electrones colocados en N H 3 CCH 3 : no quedan electrones HCCH: no hay átomos terminales capaces de aceptar electrones NH 3 : no hay átomos terminales capaces de aceptar electrones Si es necesario, coloque los electrones restantes en el átomo central: HCN: no quedan electrones H 3 CCH 3 no quedan electrones HCCH: cuatro electrones colocados en el carbono NH 3 : dos electrones colocados en el nitrógeno Cuando sea necesario, reorganice los electrones para formar enlaces múltiples con el fin de obtener un octeto en cada átomo: HCN: forma dos enlaces C–N más H 3 CCH 3 : todos los átomos tienen el número correcto de electrones HCCH: forma un triple enlace entre los dos átomos de carbono NH 3 : todos los átomos tienen el número correcto de electrones Compruebe sus conocimientos Tanto el monóxido de carbono, CO, como el dióxido de carbono, CO 2 , son productos de la combustión de los combustibles fósiles. Ambos gases también causan problemas: El CO es tóxico y el CO 2 se ha relacionado con el cambio climático global. ¿Cuáles son las estructuras de Lewis de estas dos moléculas? Respuesta: Química de fullerenos El carbono, en diversas formas y compuestos, se conoce desde la prehistoria. El hollín se utilizó como pigmento (a menudo llamado negro carbón) durante miles de años. El carbón vegetal, con alto contenido en carbono, también fue decisivo para el desarrollo humano. El carbono es el aditivo clave del hierro en el proceso de fabricación del acero, y los diamantes ocupan un lugar único tanto en la cultura como en la industria. Con todo este uso surgieron importantes estudios, en particular con la aparición de la química orgánica. Incluso con todas las formas y funciones conocidas del elemento, los científicos comenzaron a descubrir el potencial de estructuras de carbono aún más variadas y extensas. Ya en la década de 1960, los químicos empezaron a observar estructuras complejas de carbono, pero tenían pocas pruebas para respaldar sus conceptos, o su trabajo no llegaba al público en general. Eiji Osawa predijo una forma esférica basándose en observaciones de una estructura similar, pero su trabajo no fue muy conocido fuera de Japón. Del mismo modo, el avance más completo fue probablemente el de la química computacional Elena Galpern, que en 1973 predijo una molécula altamente estable de 60 carbonos; su trabajo también quedó aislado en su Rusia natal. Posteriormente, Harold Kroto, en colaboración con radioastrónomos canadienses, trató de desvelar la naturaleza de las largas cadenas de carbono que se descubrieron en el espacio interestelar. Kroto trató de utilizar una máquina desarrollada por el equipo de Richard Smalley en la Universidad de Rice para conocer mejor estas estructuras. Junto con Robert Curl, que los presentó, y tres estudiantes de posgrado (James Heath, Sean O'Brien y Yuan Liu) realizaron una intensa serie de experimentos que condujeron a un importante descubrimiento. En 1996, el Premio Nobel de Química fue concedido a Richard Smalley ( ), Robert Curl y Harold Kroto por su trabajo en el descubrimiento de una nueva forma de carbono, la molécula de buckminsterfullereno C 60 ( ). A partir del C 60 se descubrió toda una clase de compuestos, incluyendo esferas y tubos de diversas formas. Este tipo de moléculas, denominadas fullerenos, son prometedoras en diversas aplicaciones. Debido a su tamaño y forma, los fullerenos pueden encapsular otras moléculas, por lo que han demostrado su potencial en diversas aplicaciones, desde el almacenamiento de hidrógeno hasta los sistemas de administración dirigida de fármacos. También poseen propiedades electrónicas y ópticas únicas que se han aprovechado en dispositivos de energía solar y sensores químicos. Richard Smalley (1943-2005), profesor de física, química y astronomía en la Universidad de Rice, fue uno de los principales defensores de la química de los fullerenos. A su muerte en 2005, el Senado de los EE. UU. lo honró como "Padre de la Nanotecnología" (créditos: Departamento de Energía de los Estados Unidos). Excepciones a la regla del octeto Muchas moléculas covalentes tienen átomos centrales que no tienen ocho electrones en sus estructuras de Lewis. Estas moléculas se dividen en tres categorías: Las moléculas de electrones impares tienen un número impar de electrones de valencia y, por tanto, un electrón no pareado. Las moléculas deficientes en electrones tienen un átomo central que tiene menos electrones de los necesarios para una configuración de gas noble. Las moléculas hipervalentes tienen un átomo central que tiene más electrones de los necesarios para una configuración de gas noble. Moléculas de electrones impares Llamamos radicales libres a las moléculas que contienen un número impar de electrones. El óxido nítrico, NO, es un ejemplo de molécula de electrones impares; se produce en los motores de combustión interna cuando el oxígeno y el nitrógeno reaccionan a altas temperaturas. Para dibujar la estructura de Lewis de una molécula de electrones impares como el NO, seguimos los mismos cinco pasos que para otras moléculas, pero con algunos cambios menores: Determine el número total de electrones de valencia (capa externa) . La suma de los electrones de valencia es 5 (de N) + 6 (de O) = 11. El número impar nos indica inmediatamente que tenemos un radical libre, por lo que sabemos que no todos los átomos pueden tener ocho electrones en su capa de valencia. Dibuje una estructura de esqueleto de la molécula . Podemos dibujar fácilmente un esqueleto con un enlace simple N-O: N-O Distribuir los electrones restantes como pares solitarios en los átomos terminales . En este caso, no hay un átomo central, por lo que distribuimos los electrones alrededor de ambos átomos. En estas situaciones le damos ocho electrones al átomo más electronegativo, por lo que el oxígeno tiene la capa de valencia llena: Colocar todos los electrones restantes en el átomo central . Como no hay electrones restantes, este paso no se aplica. Reordenar los electrones para hacer enlaces múltiples con el átomo central para obtener octetos siempre que sea posible. Sabemos que una molécula de electrones impares no puede tener un octeto por cada átomo, pero queremos que cada átomo se acerque lo más posible a un octeto. En este caso, el nitrógeno solo tiene cinco electrones a su alrededor. Para acercarnos a un octeto para el nitrógeno, tomamos uno de los pares solitarios del oxígeno y lo utilizamos para formar un doble enlace NO. (No podemos tomar otro par solitario de electrones en el oxígeno y formar un triple enlace porque el nitrógeno tendría entonces nueve electrones:) Moléculas deficientes en electrones También encontraremos algunas moléculas que contienen átomos centrales que no tienen una capa de valencia llena. Por lo general, se trata de moléculas con átomos centrales de los grupos 2 y 13, átomos exteriores que son hidrógeno u otros átomos que no forman enlaces múltiples. Por ejemplo, en las estructuras de Lewis del dihidruro de berilio, BeH 2 , y del trifluoruro de boro, BF 3 , los átomos de berilio y de boro solo tienen cuatro y seis electrones respectivamente. Es posible dibujar una estructura con un doble enlace entre un átomo de boro y un átomo de flúor en el BF 3 , satisfaciendo la regla del octeto, pero las pruebas experimentales indican que las longitudes de los enlaces se acercan más a las esperadas para los enlaces simples B-F. Esto sugiere que la mejor estructura de Lewis tiene tres enlaces simples B-F y un boro deficiente en electrones. La reactividad del compuesto también es consistente con un boro deficiente en electrones. Sin embargo, los enlaces B-F son ligeramente más cortos de lo que se espera en realidad para los enlaces simples B-F, lo que indica que se encuentra algún carácter de doble enlace en la molécula real. Un átomo como el de boro en el BF 3 , que no tiene ocho electrones, es muy reactivo. Se combina fácilmente con una molécula que contenga un átomo con un par solitario de electrones. Por ejemplo, el NH 3 reacciona con el BF 3 porque el par solitario del nitrógeno puede compartirse con el átomo de boro: Moléculas hipervalentes Los elementos del segundo periodo de la tabla periódica ( n = 2) solo pueden albergar ocho electrones en sus orbitales de la capa de valencia porque solo tienen cuatro orbitales de valencia (un orbital 2 s y tres 2 p ). Los elementos de los periodos tercero y superior ( n ≥ 3) tienen más de cuatro orbitales de valencia y pueden compartir más de cuatro pares de electrones con otros átomos porque tienen orbitales d vacíos en la misma capa. Las moléculas formadas a partir de estos elementos se denominan a veces moléculas hipervalentes . muestra las estructuras de Lewis de dos moléculas hipervalentes, PCl 5 y SF 6. En el PCl 5 , el átomo central de fósforo comparte cinco pares de electrones. En el SF 6 , el azufre comparte seis pares de electrones. En algunas moléculas hipervalentes, como el IF 5 y el XeF 4 , algunos de los electrones de la capa exterior del átomo central son pares solitarios: Cuando escribimos las estructuras de Lewis de estas moléculas, encontramos que nos sobran electrones después de llenar las capas de valencia de los átomos exteriores con ocho electrones. Estos electrones adicionales deben asignarse al átomo central. Escribir las estructuras de Lewis: violaciones de la regla del octeto El xenón es un gas noble, pero forma una serie de compuestos estables. Ya examinamos el XeF 4 . ¿Cuáles son las estructuras de Lewis del XeF 2 y del XeF 6 ? Solución Podemos dibujar la estructura de Lewis de cualquier molécula covalente siguiendo los seis pasos comentados anteriormente. En este caso, podemos condensar los últimos pasos, ya que no se aplican todos. Calcular el número de electrones de valencia: XeF 2 : 8 + (2 × 7) = 22 XeF 6 : 8 + (6 × 7) = 50 Dibujar un esqueleto uniendo los átomos mediante enlaces simples. El xenón será el átomo central porque el flúor no puede ser un átomo central: Distribuir los electrones restantes. XeF 2 : Colocamos tres pares solitarios de electrones alrededor de cada átomo de F, lo que supone 12 electrones y da a cada átomo de F 8 electrones. Así, quedan seis electrones (tres pares solitarios). Estos pares solitarios deben situarse en el átomo de Xe. Esto es aceptable porque los átomos de Xe tienen orbitales d de la capa de valencia vacíos y pueden acomodar más de ocho electrones. La estructura de Lewis del XeF 2 muestra dos pares de enlace y tres pares solitarios de electrones alrededor del átomo de Xe: XeF 6 : Colocamos tres pares solitarios de electrones alrededor de cada átomo de F, lo que supone 36 electrones. Quedan dos electrones, y este par solitario se coloca en el átomo de Xe: Compruebe lo aprendido Los halógenos forman una clase de compuestos llamados interhalógenos, en los que los átomos de halógeno tienen enlaces covalentes entre sí. Escriba las estructuras de Lewis para los interhalógenos BrCl 3 y ICl 4 – . Respuesta: Conceptos clave y resumen Las estructuras electrónicas de valencia pueden visualizarse dibujando símbolos de Lewis (para átomos e iones monoatómicos) y estructuras de Lewis (para moléculas e iones poliatómicos). Los pares solitarios, los electrones no apareados y los enlaces simples, dobles o triples se utilizan para indicar dónde se encuentran los electrones de valencia alrededor de cada átomo en una estructura de Lewis. La mayoría de las estructuras -especialmente las que contienen elementos de segunda fila- obedecen a la regla del octeto, en la que cada átomo (excepto el H) está rodeado por ocho electrones. Las excepciones a la regla del octeto se presentan en las moléculas de electrones impares (radicales libres), en las moléculas deficientes en electrones y en las moléculas hipervalentes. Ejercicios de química del final del capítulo Escriba los símbolos de Lewis para cada uno de los siguientes iones: (a) As 3– (b) I – (c) Be 2+ (d) O 2– (e) Ga 3+ (f) Li + (g) N 3– (a) ocho electrones: (b) ocho electrones: (c) ningún electrón Be 2+ (d) ocho electrones (e) ningún electrón Ga 3+ (f) ningún electrón Li + (g) ocho electrones En el agua de mar se encuentran muchos iones monoatómicos, entre ellos los que se forman a partir de la siguiente lista de elementos. Escriba los símbolos de Lewis para los iones monoatómicos formados a partir de los siguientes elementos: (a) Cl (b) Na (c) Mg (d) Ca (e) K (f) Br (g) Sr (h) F Escriba los símbolos de Lewis de los iones de cada uno de los siguientes compuestos iónicos y los símbolos de Lewis del átomo del que están formados: (a) MgS (b) Al 2 O 3 (c) GaCl 3 (d) K 2 O (e) Li 3 N (f) KF (a) (b) (c) (d) (e) (f) En las estructuras de Lewis enumeradas aquí, M y X representan varios elementos del tercer periodo de la tabla periódica. Escriba la fórmula de cada compuesto utilizando los símbolos químicos de cada elemento: (a) (b) (c) (d) Escriba la estructura de Lewis para la molécula diatómica P 2 , una forma inestable de fósforo que se encuentra en el vapor de fósforo a alta temperatura. Escriba las estructuras de Lewis de lo siguiente: (a) H 2 (b) HBr (c) PCl 3 (d) SF 2 (e) H 2 CCH 2 (f) HNNH (g) H 2 CNH (h) NO – (i) N 2 (j) CO (k) CN – Escriba las estructuras de Lewis de lo siguiente: (a) O 2 (b) H 2 CO (c) AsF 3 (d) ClNO (e) SiCl 4 (f) H 3 O + (g) NH 4 + (h) BF 4 – (i) HCCH (j) ClCN (k) C 2 2+ (a) En este caso, la estructura de Lewis es inadecuada para representar el hecho de que los estudios experimentales han mostrado dos electrones no apareados en cada molécula de oxígeno. (b) (c) (d) (e) (f) (g) (h) (i) (j) (k) Escriba las estructuras de Lewis de lo siguiente: (a) ClF 3 (b) PCl 5 (c) BF 3 (d) PF 6 – Escriba las estructuras de Lewis de lo siguiente: (a) SeF 6 (b) XeF 4 (c) SeCl 3 + (d) Cl 2 BBCl 2 (contiene un enlace B-B) (a) SeF 6 : (b) XeF 4 : (c) SeCl 3 + : (d) Cl 2 BBCl 2 : Escriba las estructuras de Lewis para: (a) PO 4 3− (b) ICl 4 – (c) SO 3 2− (d) HONO Corrija la siguiente afirmación: "Los enlaces en el PbCl 2 sólido son iónicos; el enlace en una molécula de HCl es covalente. Así, todos los electrones de valencia del PbCl 2 se encuentran en los iones Cl – , y todos los electrones de valencia de una molécula de HCl se comparten entre los átomos de H y Cl". Dos electrones de valencia por átomo de Pb se transfieren a los átomos de Cl; el ion Pb 2+ resultante tiene una configuración de valencia 6 s 2 . Dos de los electrones de valencia de la molécula de HCl son compartidos, y los otros seis se encuentran en el átomo de Cl como pares solitarios de electrones. Escriba las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas o iones: (a) SbH 3 (b) XeF 2 (c) Se 8 (molécula cíclica con un anillo de ocho átomos de Se) El metanol, H 3 COH, se utiliza como combustible en algunos autos de carreras. El etanol, C 2 H 5 OH, se utiliza mucho como combustible en Brasil. Tanto el metanol como el etanol producen CO 2 y H 2 O cuando se queman. Escriba las ecuaciones químicas de estas reacciones de combustión utilizando estructuras de Lewis en lugar de fórmulas químicas. Muchos planetas de nuestro sistema solar contienen sustancias químicas orgánicas como el metano (CH 4 ) y trazas de etileno (C 2 H 4 ), etano (C 2 H 6 ), propina (H 3 CCCH) y diacetileno (HCCCCH). Escriba las estructuras de Lewis de cada una de estas moléculas. El tetracloruro de carbono se utilizaba antiguamente en los extintores de incendios eléctricos. Ya no se utiliza para este fin debido a la formación del gas tóxico fosgeno, Cl 2 CO. Escriba las estructuras de Lewis para el tetracloruro de carbono y el fosgeno. Identifique los átomos que corresponden a cada una de las siguientes configuraciones electrónicas. A continuación, escriba el símbolo de Lewis para el ion común formado a partir de cada átomo: (a) 1 s 2 2 s 2 2 p 5 (b) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 (c) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 10 (d) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 10 4 p 4 (e) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 10 4 p 1 Aquí se presenta la disposición de los átomos en varias moléculas de importancia biológica. Complete las estructuras de Lewis de estas moléculas añadiendo enlaces múltiples y pares solitarios. No añada más átomos. (a) el aminoácido serina: b) urea: (c) ácido pirúvico: (d) uracilo: (e) ácido carbónico: (a) (b) (c) (d) (e) Un compuesto con una masa molar de unos 28 g/mol contiene un 85,7 % de carbono y un 14,3 % de hidrógeno en masa. Escriba la estructura de Lewis para una molécula del compuesto. Un compuesto con una masa molar de unos 42 g/mol contiene un 85,7 % de carbono y un 14,3 % de hidrógeno en masa. Escriba la estructura de Lewis para una molécula del compuesto. Dos disposiciones de átomos son posibles para un compuesto con una masa molar de aproximadamente 45 g/mol que contiene 52,2 % de C, 13,1 % de H y 34,7 % de O en masa. Escriba las estructuras de Lewis para las dos moléculas. ¿En qué se parecen los enlaces simples, dobles y triples? ¿En qué se diferencian? Cada enlace incluye un reparto de electrones entre los átomos. En un enlace simple se comparten dos electrones, en un enlace doble se comparten cuatro electrones y en un enlace triple se comparten seis electrones. doble enlace enlace covalente en el que se comparten dos pares de electrones entre dos átomos. radical libre molécula que contiene un número impar de electrones. molécula hipervalente molécula que contiene al menos un elemento del grupo principal que tiene más de ocho electrones en su capa de valencia. Estructura de Lewis diagrama que muestra los pares solitarios y los pares de enlace de los electrones en una molécula o un ion. Símbolo de Lewis símbolo de un elemento o ion monoatómico que utiliza un punto para representar cada electrón de valencia en el elemento o ion. par solitario dos (un par de) electrones de valencia que no se utilizan para formar un enlace covalente. regla del octeto directriz que establece que los átomos del grupo principal formarán estructuras en las que ocho electrones de valencia interactúan con cada núcleo, contando los electrones de enlace como en interacción con ambos átomos conectados por el enlace enlace simple enlace en el que un solo par de electrones se comparte entre dos átomos. triple enlace enlace en el que se comparten tres pares de electrones entre dos átomos.

Ciencia


Cargas formales y resonancia En la sección anterior, discutimos cómo escribir estructuras de Lewis para moléculas e iones poliatómicos. Sin embargo, como hemos visto, en algunos casos parece haber más de una estructura válida para una molécula. Podemos utilizar el concepto de cargas formales para predecir la estructura de Lewis más apropiada cuando más de una es razonable. Cálculo de la carga formal La carga formal de un átomo en una molécula es la carga hipotética que tendría el átomo si pudiéramos redistribuir los electrones de los enlaces de manera uniforme entre los átomos. Otra forma de decir esto es que la carga formal es el resultado de tomar el número de electrones de valencia de un átomo neutro, restar los electrones no enlazantes y luego restar el número de enlaces conectados a ese átomo en la estructura de Lewis. Así, calculamos la carga formal de la siguiente manera: carga formal = # electrones de la capa de valencia (átomo libre) – # electrones de par solitario – 1 2 número de electrones de enlace Podemos volver a comprobar los cálculos de las cargas formales determinando la suma de las cargas formales de toda la estructura. La suma de las cargas formales de todos los átomos de una molécula debe ser cero; la suma de las cargas formales de un ion debe ser igual a la carga del ion. Debemos recordar que la carga formal calculada en un átomo no es la carga real del átomo en la molécula. La carga formal es solo un procedimiento para contabilizar; no indica la presencia de cargas reales. Cálculo de la carga formal a partir de las estructuras de Lewis Asignar cargas formales a cada átomo del ion interhalógeno ICl 4 – . Solución Dividimos los pares de electrones de enlace por igual para todos los enlaces I-Cl: Asignamos pares solitarios de electrones a sus átomos . Cada átomo de Cl tiene ahora siete electrones asignados, y el átomo de I tiene ocho. Resta este número del número de electrones de valencia del átomo neutro: I: 7 - 8 = -1 Cl: 7 – 7 = 0 La suma de las cargas formales de todos los átomos es igual a –1, que es idéntica a la carga del ion (–1). Compruebe sus conocimientos Calcule la carga formal de cada átomo de la molécula de monóxido de carbono: Respuesta: C -1, O +1 Cálculo de la carga formal a partir de las estructuras de Lewis Asigne cargas formales a cada átomo de la molécula interhalógena BrCl 3 . Solución Asigne uno de los electrones de cada enlace Br-Cl al átomo de Br y otro al átomo de Cl en ese enlace: Asigne los pares solitarios a su átomo. Ahora cada átomo de Cl tiene siete electrones y el átomo de Br tiene siete electrones. Reste este número del número de electrones de valencia del átomo neutro. Esto da la carga formal: Br: 7 - 7 = 0 Cl: 7 - 7 = 0 Todos los átomos del BrCl 3 tienen una carga formal de cero, y la suma de las cargas formales suma cero, como debe ser en una molécula neutra. Compruebe sus conocimientos Determine la carga formal de cada átomo en NCl 3 . Respuesta: N: 0; los tres átomos de Cl: 0 Uso de la carga formal para predecir la estructura molecular La disposición de los átomos en una molécula o ion se denomina estructura molecular . En muchos casos, seguir los pasos para escribir las estructuras de Lewis puede conducir a más de una estructura molecular posible -diferentes colocaciones de enlaces múltiples y de electrones de un solo par o diferentes disposiciones de los átomos, por ejemplo. Unas cuantas pautas relacionadas con la carga formal pueden ser útiles para decidir cuál de las posibles estructuras es la más probable para una molécula o un ion en particular: Una estructura molecular en la que todas las cargas formales son cero es preferible a otra en la que algunas cargas formales son diferentes a cero. Si la estructura de Lewis debe tener cargas formales diferentes a cero, es preferible la disposición con las menores cargas formales diferentes a cero. Las estructuras de Lewis son preferibles cuando las cargas formales adyacentes son cero o de signo contrario. Cuando debemos elegir entre varias estructuras de Lewis con distribuciones similares de cargas formales, es preferible la estructura con las cargas formales negativas en los átomos más electronegativos. Para ver cómo se aplican estas directrices, consideremos algunas estructuras posibles en el dióxido de carbono, CO2 . Por nuestro análisis anterior sabemos que el átomo menos electronegativo suele ocupar la posición central, pero las cargas formales nos permiten entender por qué ocurre esto. Podemos dibujar tres posibilidades para la estructura: carbono en el centro y dobles enlaces, carbono en el centro con un enlace simple y triple, y oxígeno en el centro con dobles enlaces: Comparando las tres cargas formales, podemos identificar definitivamente la estructura de la izquierda como preferible porque solo tiene cargas formales de cero (directriz 1). Otro ejemplo es el ion tiocianato, un ion formado por un átomo de carbono, un átomo de nitrógeno y un átomo de azufre, que puede tener tres estructuras moleculares diferentes: NCS – , CNS – , o CSN – . Las cargas formales presentes en cada una de estas estructuras moleculares pueden ayudarnos a elegir la disposición más probable de los átomos. Aquí se muestran las posibles estructuras de Lewis y las cargas formales en cada una de las tres posibles estructuras del ion tiocianato: Note que la suma de las cargas formales en cada caso es igual a la carga del ion (–1). Sin embargo, es preferible la primera disposición de los átomos porque tiene el menor número de átomos con cargas formales no nulas (directriz 2). Además, esta disposición coloca el átomo menos electronegativo en el centro, y la carga negativa en el elemento más electronegativo (directriz 4). Uso de la carga formal para determinar la estructura molecular El óxido nitroso, N 2 O, comúnmente conocido como gas de la risa, se utiliza como anestesia en cirugías menores, como la extracción rutinaria de las muelas del juicio. ¿Cuál es la estructura probable del óxido nitroso? Solución Al determinar la carga formal se obtiene lo siguiente: La estructura con un átomo de oxígeno terminal es la que mejor satisface los criterios de la distribución más estable de la carga formal: Se minimiza el número de átomos con cargas formales (directriz 2), no hay ninguna carga formal con una magnitud superior a uno (directriz 2), la carga formal negativa está en el elemento más electronegativo (directriz 4) y el átomo menos electronegativo está en la posición central. Compruebe lo aprendido ¿Cuál es la estructura molecular más probable para el ion de nitrito ( NO 2 – ) ? Respuesta: ONO – Resonancia Observe que la estructura más probable para el anión nitrito en el puede dibujarse en realidad de dos formas diferentes, que se distinguen por la ubicación de los enlaces N-O y N=O: Si los iones de nitrito contienen efectivamente un enlace simple y uno doble, cabría esperar que las dos longitudes de enlace fueran diferentes. Un doble enlace entre dos átomos es más corto (y más fuerte) que un enlace simple entre los mismos dos átomos. Los experimentos muestran, sin embargo, que los dos enlaces N-O en NO 2 – tienen la misma resistencia y longitud, y son idénticos en todas las demás propiedades. No es posible escribir una única estructura de Lewis para NO 2 – en el que el nitrógeno tiene un octeto y ambos enlaces son equivalentes. En su lugar, utilizamos el concepto de resonancia : si se pueden escribir dos o más estructuras de Lewis con la misma disposición de los átomos en una molécula o un ion, la distribución real de los electrones es una media de la que muestran las distintas estructuras de Lewis. La distribución real de electrones en cada uno de los enlaces nitrógeno-oxígeno en NO 2 – es la media de un doble enlace y un enlace simple. Llamamos a las estructuras individuales de Lewis formas de resonancia . La estructura electrónica real de la molécula (la media de las formas de resonancia) se denomina híbrido de resonancia de las formas de resonancia individuales. Una flecha de doble punta entre las estructuras de Lewis indica que son formas de resonancia. Debemos recordar que una molécula descrita como un híbrido de resonancia nunca posee una estructura electrónica descrita por cualquiera de las dos formas de resonancia. No fluctúa entre las formas de resonancia, sino que la estructura electrónica real es siempre la media de la que muestran todas las formas de resonancia. George Wheland, uno de los pioneros de la teoría de la resonancia, utilizó una analogía histórica para describir la relación entre las formas de resonancia y los híbridos de resonancia. Un viajero medieval, que nunca había visto un rinoceronte, lo describió como un híbrido de dragón y unicornio porque tenía muchas características en común con ambos. Así como un rinoceronte no es un dragón a veces ni un unicornio en otras ocasiones, un híbrido de resonancia no es ninguna de sus formas de resonancia en un momento dado. Al igual que el rinoceronte, es una entidad real cuya existencia ha sido demostrada por pruebas experimentales. Tiene algunas características en común con sus formas de resonancia, pero las propias formas de resonancia son imágenes convenientes e imaginarias (como el unicornio y el dragón). El anión carbonato, CO 3 2− , ofrece un segundo ejemplo de resonancia: Un átomo de oxígeno debe tener un doble enlace con el carbono para completar el octeto en el átomo central. Sin embargo, todos los átomos de oxígeno son equivalentes, y el doble enlace podría formarse a partir de cualquiera de los tres átomos. Esto da lugar a tres formas de resonancia del ion carbonato. Como podemos escribir tres estructuras de resonancia idénticas, sabemos que la disposición real de los electrones en el ion carbonato es la media de las tres estructuras. De nuevo, los experimentos muestran que los tres enlaces C-O son exactamente iguales. Utilice esta prueba rápida en línea para practicar sus habilidades en el dibujo de estructuras de resonancia y la estimación de cargas formales. Conceptos clave y resumen En una estructura de Lewis, se pueden asignar cargas formales a cada átomo tratando cada enlace como si la mitad de los electrones estuvieran asignados a cada átomo. Estas cargas formales hipotéticas son una guía para determinar la estructura Lewis más adecuada. Es preferible una estructura en la que las cargas formales sean lo más cercanas a cero posible. La resonancia se produce en los casos en los que se pueden escribir dos o más estructuras de Lewis con idéntica disposición de los átomos pero diferente distribución de los electrones. La distribución real de electrones (el híbrido de resonancia) es la media de la distribución indicada por las estructuras individuales de Lewis (las formas de resonancia). Ecuaciones clave carga formal = # electrones de la capa de valencia (átomo libre) – # electrones de par solitario – 1 2 número de electrones de enlace Ejercicios de fin de capítulo de Química Escriba formas de resonancia que describan la distribución de electrones en cada una de estas moléculas o iones. (a) dióxido de selenio, OSeO (b) ion nitrato, NO 3 – (c) ácido nítrico, HNO 3 (el N está unido a un grupo OH y a dos átomos de O) (d) benceno, C 6 H 6 : (e) el ion formiato: Escriba formas de resonancia que describan la distribución de electrones en cada una de estas moléculas o iones. (a) dióxido de azufre, SO 2 (b) ion carbonato, CO 3 2− (c) ion hidrogenocarbonato, HCO 3 – (el C está unido a un grupo OH y a dos átomos de O) (d) piridina: (e) ion alilo: (a) (b) (c) (d) (e) Escriba las formas de resonancia del ozono, O 3 , el componente de la atmósfera superior que protege a la Tierra de la radiación ultravioleta. El nitrito de sodio, que se ha utilizado para conservar el tocino y otras carnes, es un compuesto iónico. Escriba las formas de resonancia del ion nitrito, NO 2 – . En cuanto a los enlaces presentes, explique por qué el ácido acético, CH 3 CO 2 H, contiene dos tipos distintos de enlaces carbono-oxígeno, mientras que el ion acetato, formado por la pérdida de un ion hidrógeno del ácido acético, solo contiene un tipo de enlace carbono-oxígeno. Se muestran las estructuras del esqueleto de estas especies: Escriba las estructuras de Lewis de lo siguiente, e incluya las estructuras de resonancia si corresponde. Indique cuál tiene el enlace carbono-oxígeno más fuerte. (a) CO 2 (b) CO (a) (b) El CO tiene el enlace carbono-oxígeno más fuerte porque hay un triple enlace que une el C y el O. El CO 2 tiene dobles enlaces. Los dentífricos que contienen carbonato ácido de sodio (bicarbonato de sodio) y peróxido de hidrógeno son muy utilizados. Escriba las estructuras de Lewis para el ion carbonato de hidrógeno y la molécula de peróxido de hidrógeno, con las formas de resonancia si corresponde. Determine la carga formal de cada elemento en lo siguiente: (a) HCl (b) CF 4 (c) PCl 3 (d) PF 5 (a) H: 0, Cl: 0; (b) C: 0, F: 0; (c) P: 0, Cl 0; (d) P: 0, F: 0 Determine la carga formal de cada elemento en lo siguiente: (a) H 3 O + (b) SO 4 2− (c) NH 3 (d) O 2 2− (e) H 2 O 2 Calcule la carga formal del cloro en las moléculas Cl 2 , BeCl 2 , y ClF 5 . Cl en Cl 2 : 0; Cl en BeCl 2 : 0; Cl en ClF 5 : 0 Calcule la carga formal de cada elemento en los siguientes compuestos e iones: (a) F 2 CO (b) NO – (c) BF 4 – (d) SnCl 3 – (e) H 2 CCH 2 (f) ClF 3 (g) SeF 6 (h) PO 4 3− Dibuje todas las estructuras de resonancia posibles para cada uno de estos compuestos. Determine la carga formal de cada átomo en cada una de las estructuras de resonancia: (a) O 3 (b) SO 2 (c) NO 2 – (d) NO 3 – (a) (b) (c) (d) Con base en las consideraciones de carga formal, cuál de las siguientes sería probablemente la disposición correcta de los átomos en el cloruro de nitrosilo: ¿ClNO o ClON? Con base en las consideraciones de carga formal, cuál de las siguientes sería probablemente la disposición correcta de los átomos en el ácido hipocloroso: ¿HOCl o OClH? HOCl Con base en las consideraciones de carga formal, cuál de las siguientes sería probablemente la disposición correcta de los átomos en el dióxido de azufre: ¿OSO o SOO? Dibuje la estructura de la hidroxilamina, H 3 NO, y asigne las cargas formales; busque la estructura. ¿La estructura real coherente es coherente con los cargas formales? La estructura que da cero cargas formales es consistente con la estructura real: El yodo forma una serie de fluoruros (enumerados aquí). Escriba las estructuras de Lewis en cada uno de los cuatro compuestos y determine la carga formal del átomo de yodo en cada molécula: (a) SI (b) IF 3 (c) IF 5 (d) IF 7 Escriba la estructura de Lewis y la fórmula química del compuesto con una masa molar de unos 70 g/mol que contiene un 19,7 % de nitrógeno y un 80,3 % de flúor en masa, y determina la carga formal de los átomos de este compuesto. NF 3 ; ¿Cuál de las siguientes estructuras esperaríamos para el ácido nitroso? Determine los cargas formales: El ácido sulfúrico es el producto químico industrial que se produce en mayor cantidad en todo el mundo. Tan solo en los Estados Unidos se producen unos 90.000 millones de libras al año. Escriba la estructura de Lewis del ácido sulfúrico, H 2 SO 4 , que tiene dos átomos de oxígeno y dos grupos OH unidos al azufre. carga formal carga que resultaría en un átomo al tomar el número de electrones de valencia en el átomo neutro y restando los electrones no enlazantes y el número de enlaces (la mitad de los electrones enlazantes). estructura molecular disposición de los átomos en una molécula o ion. resonancia situación en la que una estructura de Lewis es insuficiente para describir el enlace en una molécula y se observa la media de múltiples estructuras. formas de resonancia dos o más estructuras de Lewis que tienen la misma disposición de los átomos pero diferentes disposiciones de los electrones. híbrido de resonancia media de las formas de resonancia mostradas por las estructuras individuales de Lewis.

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