Enlace iónico Como ha aprendido, los iones son átomos o moléculas con carga eléctrica. Un catión (un ion positivo) se forma cuando un átomo neutro pierde uno o más electrones de su capa de valencia, y un anión (un ion negativo) se forma cuando un átomo neutro gana uno o más electrones en su capa de valencia. Los compuestos formados por iones se denominan compuestos iónicos (o sales), y sus iones constituyentes se mantienen unidos por enlaces iónicos : fuerzas electrostáticas de atracción entre cationes y aniones de carga opuesta. Las propiedades de los compuestos iónicos arrojan algo de luz sobre la naturaleza de los enlaces iónicos. Los sólidos iónicos presentan una estructura cristalina y tienden a ser rígidos y quebradizos; también suelen tener puntos de fusión y ebullición elevados, lo que sugiere que los enlaces iónicos son muy fuertes. Los sólidos iónicos también son malos conductores de la electricidad por la misma razón: la fuerza de los enlaces iónicos impide que los iones se muevan libremente en el estado sólido. Sin embargo, la mayoría de los sólidos iónicos se disuelven fácilmente en el agua. Una vez disueltos o fundidos, los compuestos iónicos son excelentes conductores de la electricidad y el calor porque los iones pueden moverse libremente. Los átomos neutros y sus iones asociados tienen propiedades físicas y químicas muy diferentes. Los átomos de sodio forman el sodio metal, un metal blando de color blanco plateado que arde vigorosamente en el aire y reacciona de forma explosiva con el agua. Los átomos de cloro forman el gas cloro, Cl 2 , un gas amarillo-verde que es extremadamente corrosivo para la mayoría de los metales y muy venenoso para los animales y las plantas. La vigorosa reacción entre los elementos sodio y cloro forma el compuesto blanco y cristalino, cloruro de sodio, la sal de mesa común, que contiene cationes de sodio y aniones de cloruro ( ). El compuesto formado por estos iones presenta propiedades totalmente diferentes a las de los elementos sodio y cloro. El cloro es venenoso, pero el cloruro de sodio es esencial para la vida; los átomos de sodio reaccionan vigorosamente con el agua, pero el cloruro de sodio simplemente se disuelve en el agua. (a) El sodio es un metal blando que debe almacenarse en aceite mineral para evitar la reacción con el aire o el agua. (b) El cloro es un gas de color amarillo-verde pálido. (c) Cuando se combinan, forman cristales blancos de cloruro de sodio (sal de mesa) (créditos a: modificación del trabajo de "Jurii"/Wikimedia Commons). Formación de compuestos iónicos Los compuestos iónicos binarios están compuestos por solo dos elementos: un metal (que forma los cationes) y un no metal (que forma los aniones). Por ejemplo, el NaCl es un compuesto iónico binario. Podemos pensar en la formación de tales compuestos en términos de las propiedades periódicas de los elementos. Muchos elementos metálicos tienen potenciales de ionización relativamente bajos y pierden electrones con facilidad. Estos elementos se sitúan a la izquierda en un periodo o cerca de la parte inferior de un grupo en la tabla periódica. Los átomos no metálicos tienen afinidades electrónicas relativamente altas y, por lo tanto, ganan fácilmente los electrones perdidos por los átomos metálicos, llenando así sus capas de valencia. Los elementos no metálicos se encuentran en la esquina superior derecha de la tabla periódica. Como todas las sustancias deben ser eléctricamente neutras, el número total de cargas positivas de los cationes de un compuesto iónico debe ser igual al número total de cargas negativas de sus aniones. La fórmula de un compuesto iónico representa el cociente más sencillo entre el número de iones necesarios para dar un número idéntico de cargas positivas y negativas. Por ejemplo, la fórmula del óxido de aluminio, Al 2 O 3 , indica que este compuesto iónico contiene dos cationes de aluminio, Al 3+ , por cada tres aniones de óxido, O 2− [así, (2 × +3) + (3 × –2) = 0]. Sin embargo, es importante señalar que la fórmula de un compuesto iónico no representa la disposición física de sus iones. Es incorrecto referirse a una "molécula" de cloruro de sodio (NaCl) porque no hay un solo enlace iónico, per se, entre ningún par específico de iones de sodio y cloruro. Las fuerzas de atracción entre los iones son isotrópicas, es decir, son iguales en todas las direcciones, lo que significa que cualquier ion particular es atraído por igual por todos los iones cercanos de carga opuesta. Esto hace que los iones se organicen en una estructura de red tridimensional fuertemente unida. El cloruro de sodio, por ejemplo, está formado por una disposición regular de igual número de cationes Na + y aniones Cl – ( ). Los átomos del cloruro de sodio (sal de mesa común) están dispuestos para (a) maximizar la interacción de cargas opuestas. Las esferas más pequeñas representan iones de sodio, las más grandes representan iones de cloruro. En la vista ampliada (b), la geometría puede verse más claramente. Observe que cada ion está "unido" a todos los iones circundantes, seis en este caso. La fuerte atracción electrostática entre los iones Na + y Cl – los mantiene fuertemente unidos en el NaCl sólido. Se necesitan 769 kJ de energía para disociar un mol de NaCl sólido en iones gaseosos separados de Na + y Cl – : NaCl ( s ) ⟶ Na + ( g ) + Cl – ( g ) Δ H = 769 kJ Estructuras electrónicas de los cationes Al formar un catión, un átomo de un elemento del grupo principal tiende a perder todos sus electrones de valencia, asumiendo así la estructura electrónica del gas noble que le precede en la tabla periódica. En los grupos 1 (los metales alcalinos) y 2 (los metales alcalinotérreos), los números de grupo son iguales a los números de electrones de la capa de valencia y, en consecuencia, a las cargas de los cationes formados a partir de átomos de estos elementos cuando se eliminan todos los electrones de la capa de valencia. Por ejemplo, el calcio es un elemento del grupo 2 cuyos átomos neutros tienen 20 electrones y una configuración de electrones en estado fundamental de 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 . Cuando un átomo de Ca pierde sus dos electrones de valencia, el resultado es un catión con 18 electrones, una carga 2+ y una configuración electrónica de 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 . Por lo tanto, el ion Ca 2+ es isoelectrónico con el gas noble Ar. Para los grupos 13–17, los números de grupo superan en 10 el número de electrones de valencia (teniendo en cuenta la posibilidad de subcapas d completas en los átomos de los elementos del cuarto periodo y superiores). Así, la carga de un catión formado por la pérdida de todos los electrones de valencia es igual al número de grupo menos 10. Por ejemplo, el aluminio (en el grupo 13) forma iones 3+ (Al 3+ ). Las excepciones al comportamiento esperado afectan a los elementos situados en la parte inferior de los grupos. Además de los iones esperados Tl 3+ , Sn 4+ , Pb 4+ , y Bi 5+ , una pérdida parcial de los electrones de la capa de valencia de estos átomos también puede conducir a la formación de iones Tl + , Sn 2+ , Pb 2+ , y Bi 3+ . La formación de estos cationes 1+, 2+ y 3+, se atribuye al efecto de par inerte , que refleja la energía relativamente baja del par de electrones de valencia s en los átomos de los elementos pesados de los grupos 13, 14 y 15. El mercurio (grupo 12) también presenta un comportamiento inesperado: forma un ion diatómico, Hg 2 2+ (un ion formado por dos átomos de mercurio, con un enlace Hg-Hg), además del esperado ion monatómico Hg 2+ (formado por un solo átomo de mercurio). Los elementos metálicos de transición y de transición interna se comportan de manera diferente a los elementos del grupo principal. La mayoría de los cationes de los metales de transición tienen cargas 2+ o 3+ que resultan de la pérdida de sus electrones s más externos en primer lugar, a veces seguido de la pérdida de uno o dos electrones d de la capa más próxima. Por ejemplo, el hierro (1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 6 4 s 2 ) forma el ion Fe 2+ (1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 6 ) por la pérdida de los electrones 4 s y el ion Fe 3+ (1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 5 ) por la pérdida de los electrones 4 s y uno de los 3 d . Aunque los orbitales d de los elementos de transición son (según el principio de Aufbau) los últimos en llenarse al construir la configuración de electrones, los electrones s más externos son los primeros en perderse cuando estos átomos se ionizan. Cuando los metales de transición interna forman iones, suelen tener una carga 3+, resultado de la pérdida de sus electrones s más externos y de un electrón d o f . Determinación de las estructuras electrónicas de los cationes Hay al menos 14 elementos clasificados como "oligoelementos esenciales" para el cuerpo humano. Se denominan "esenciales" porque son necesarios para las funciones corporales saludables, "trazas" porque se requieren solo en pequeñas cantidades y "elementos" a pesar de que son realmente iones. Dos de estos oligoelementos esenciales, el cromo y el zinc, se requieren como Cr 3+ y Zn 2+ . Escriba las configuraciones electrónicas de estos cationes. Solución En primer lugar, escriba la configuración electrónica de los átomos neutros: Zn: [Ar]3 d 10 4 s 2 Cr: [Ar]3 d 5 4 s 1 A continuación, se eliminan los electrones del orbital de mayor energía. En el caso de los metales de transición, los electrones se eliminan primero del orbital s y luego del d . En los elementos del bloque p , los electrones se eliminan de los orbitales p y luego del orbital s . El zinc es un miembro del grupo 12, por lo que debe tener una carga de 2+ y, por lo tanto, pierde solo los dos electrones en su orbital s . El cromo es un elemento de transición y debe perder sus electrones s y luego sus electrones d al formar un catión. Así, encontramos las siguientes configuraciones de electrones de los iones: Zn 2+ : [Ar]3 d 10 Cr 3+ : [Ar]3 d 3 Compruebe sus conocimientos El potasio y el magnesio son necesarios en nuestra dieta. Escriba las configuraciones electrónicas de los iones esperados de estos elementos. Respuesta: K + : [Ar], Mg 2+ : [Ne] Estructuras de electrones de los aniones La mayoría de los aniones monatómicos se forman cuando un átomo neutro no metálico gana suficientes electrones para llenar completamente sus orbitales exteriores s y p , alcanzando así la configuración de electrones del siguiente gas noble. Por lo tanto, es sencillo determinar la carga de dicho ion negativo: La carga es igual al número de electrones que hay que ganar para llenar los orbitales s y p del átomo padre. El oxígeno, por ejemplo, tiene la configuración electrónica 1 s 2 2 s 2 2 p 4 , mientras que el anión oxígeno tiene la configuración electrónica del gas noble neón (Ne), 1 s 2 2 s 2 2 p 6 . Los dos electrones adicionales necesarios para llenar los orbitales de valencia dan al ion óxido la carga de 2– (O 2– ). Determinación de la estructura de electrones de los aniones El selenio y el yodo son dos oligoelementos esenciales que forman aniones. Escriba las configuraciones de electrones de los aniones. Solución Se 2– : [Ar]3 d 10 4 s 2 4 p 6 I – : [Kr]4 d 10 5 s 2 5 p 6 Compruebe lo aprendido Escriba las configuraciones de electrones de un átomo de fósforo y su ion negativo. Indique la carga del anión. Respuesta: P: [Ne]3 s 2 3 p 3 ; P 3– : [Ne]3 s 2 3 p 6 Conceptos clave y resumen Los átomos ganan o pierden electrones para formar iones con configuraciones de electrones especialmente estables. Las cargas de los cationes formados por los metales representativos pueden determinarse fácilmente porque, con pocas excepciones, las estructuras de electrones de estos iones tienen una configuración de gas noble o una capa de electrones completamente llena. Las cargas de los aniones formados por los no metales también pueden determinarse fácilmente porque estos iones se forman cuando los átomos no metálicos ganan suficientes electrones para llenar sus capas de valencia. Ejercicios de fin de capítulo de Química ¿Un catión gana protones para formar una carga positiva o pierde electrones? Los protones del núcleo no cambian durante las reacciones químicas normales. Solo se mueven los electrones exteriores. Las cargas positivas se forman cuando se pierden electrones. El sulfato de hierro(III) [Fe 2 (SO 4 ) 3 ] se compone de iones de Fe 3+ + e iones SO 4 2− . Explique por qué una muestra de sulfato de hierro(III) no está cargada. ¿Cuáles de los siguientes átomos se espera que formen iones negativos en los compuestos iónicos binarios y cuáles se espera que formen iones positivos: P, I, Mg, Cl, In, Cs, O, Pb, Co? P, I, Cl y O formarían aniones porque son no metales. El Mg, el In, el Cs, el Pb y el Co formarían cationes porque son metales. ¿Cuáles de los siguientes átomos se espera que formen iones negativos en los compuestos iónicos binarios y cuáles se espera que formen iones positivos: Br, Ca, Na, N, F, Al, Sn, S, Cd? Prediga la carga de los iones monatómicos que se forman a partir de los siguientes átomos en compuestos iónicos binarios: (a) P (b) Mg (c) Al (d) O (e) Cl (f) Cs (a) P 3– ; (b) Mg 2+ ; (c) Al 3+ ; (d) O 2– ; (e) Cl – ; (f) Cs + Prediga la carga de los iones monatómicos que se forman a partir de los siguientes átomos en compuestos iónicos binarios: (a) I (b) Sr (c) K (d) N (e) S (f) In Escriba la configuración electrónica de cada uno de los siguientes iones: (a) As 3– (b) I – (c) Be 2+ (d) Cd 2+ (e) O 2– (f) Ga 3+ (g) Li + (h) N 3– (i) Sn 2+ (j) Co 2+ (k) Fe 2+ (l) As 3+ (a) [Ar]4 s 2 3 d 10 4 p 6 ; (b) [Kr]4 d 10 5 s 2 5 p 6 (c) 1 s 2 (d) [Kr]4 d 10 ; (e) [He]2 s 2 2 p 6 ; (f) [Ar]3 d 10 ; (g) 1 s 2 (h) [He]2 s 2 2 p 6 (i) [Kr]4 d 10 5 s 2 (j) [Ar]3 d 7 (k) [Ar]3 d 6 , (l) [Ar]3 d 10 4 s 2 Escriba la configuración de electrones para los iones monatómicos formados a partir de los siguientes elementos (que forman la mayor concentración de iones monatómicos en el agua de mar): (a) Cl (b) Na (c) Mg (d) Ca (e) K (f) Br (g) Sr (h) F Escriba la configuración de electrones completa para cada uno de los siguientes átomos y para el ion monatómico que se encuentra en los compuestos iónicos binarios que contienen el elemento: (a) Al (b) Br (c) Sr (d) Li (e) As (f) S (a) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 1 ; Al 3+ : 1 s 2 2 s 2 2 p 6 ; (b) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 10 4 s 2 4 p 5 ; 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 10 4 s 2 4 p 6 ; (c) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 10 4 s 2 4 p 6 5 s 2 ; Sr 2+ : 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 10 4 s 2 4 p 6 ; (d) 1 s 2 2 s 1 ; Li + : 1 s 2 ; (e) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 10 4 s 2 4 p 3 ; 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 10 4 s 2 4 p 6 ; (f) 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 4 ; 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 Utilizando las etiquetas de varios productos comerciales, prepare una lista de seis compuestos iónicos en los productos. Escriba la fórmula de cada compuesto. (Es posible que tenga que buscar algunas fórmulas en una referencia adecuada). efecto de par inerte tendencia de los átomos pesados a formar iones en los que no se pierden sus electrones de valencia s . enlace iónico fuerza electrostática fuerte de atracción entre cationes y aniones en un compuesto iónico.

Ciencia


Enlace covalente El enlace iónico es el resultado de la atracción electrostática de los iones con carga opuesta que se produce normalmente por la transferencia de electrones entre átomos metálicos y no metálicos. Un tipo diferente de enlace resulta de la atracción mutua de los átomos por un par de electrones "compartidos". Estos enlaces se denominan enlaces covalentes . Los enlaces covalentes se forman entre dos átomos cuando ambos tienen tendencias similares a atraer electrones hacia sí (es decir, cuando ambos átomos tienen energías de ionización y afinidades electrónicas idénticas o bastante similares). Por ejemplo, dos átomos de hidrógeno se unen covalentemente para formar una molécula de H 2 ; cada átomo de hidrógeno en la molécula de H 2 tiene dos electrones que lo estabilizan, lo que da a cada átomo el mismo número de electrones de valencia que el gas noble He. Los compuestos que contienen enlaces covalentes presentan propiedades físicas diferentes a las de los compuestos iónicos. Como la atracción entre las moléculas, que son eléctricamente neutras, es más débil que la que existe entre los iones cargados eléctricamente, los compuestos covalentes suelen tener puntos de fusión y ebullición mucho más bajos que los iónicos. De hecho, muchos compuestos covalentes son líquidos o gases a temperatura ambiente y, en su estado sólido, suelen ser mucho más blandos que los sólidos iónicos. Además, mientras que los compuestos iónicos son buenos conductores de la electricidad cuando se disuelven en agua, la mayoría de los compuestos covalentes son insolubles en agua; como son eléctricamente neutros, son malos conductores de la electricidad en cualquier estado. Formación de enlaces covalentes Los átomos no metálicos suelen formar enlaces covalentes con otros átomos no metálicos. Por ejemplo, la molécula de hidrógeno, H 2 , contiene un enlace covalente entre sus dos átomos de hidrógeno. La ilustra por qué se forma este enlace. Empezando por el extremo derecho, tenemos dos átomos de hidrógeno separados con una energía potencial particular, indicada por la línea roja. A lo largo del eje x está la distancia entre los dos átomos. A medida que los dos átomos se acercan (moviéndose hacia la izquierda a lo largo del eje x ), sus orbitales de valencia (1 s ) comienzan a superponerse. Los electrones individuales de cada átomo de hidrógeno interactúan entonces con ambos núcleos atómicos, ocupando el espacio que rodea a ambos átomos. La fuerte atracción de cada electrón compartido a ambos núcleos estabiliza el sistema, y la energía potencial disminuye a medida que la longitud de enlace disminuye. Si los átomos siguen acercándose, las cargas positivas de los dos núcleos comienzan a repelerse y la energía potencial aumenta. La longitud de enlace se determina por la distancia a la que se alcanza la menor energía potencial. La energía potencial de dos átomos de hidrógeno separados (derecha) disminuye a medida que se acercan el uno al otro, y los electrones individuales de cada átomo se comparten para formar un enlace covalente. La longitud de enlace es la distancia internuclear a la que se alcanza la menor energía potencial. Es esencial recordar que hay que añadir energía para romper los enlaces químicos (un proceso endotérmico), mientras que la formación de enlaces químicos libera energía (un proceso exotérmico). En el caso del H 2 , el enlace covalente es muy fuerte; hay que añadir una gran cantidad de energía, 436 kJ, para romper los enlaces en un mol de moléculas de hidrógeno y hacer que los átomos se separen: H 2 ( g ) ⟶ 2 H ( g ) Δ H = 436 kJ De manera inversa, se libera la misma cantidad de energía cuando se forma un mol de moléculas de H 2 a partir de dos moles de átomos de H: 2H ( g ) ⟶ H 2 ( g ) Δ H = -436 kJ Enlaces covalentes puros y polares Si los átomos que forman un enlace covalente son idénticos, como en el H 2 , el Cl 2 y otras moléculas diatómicas, entonces los electrones del enlace deben compartirse por igual. Lo denominamos enlace covalente puro . Los electrones compartidos en los enlaces covalentes puros tienen la misma probabilidad de estar cerca de cada núcleo. En el caso del Cl 2 , cada átomo comienza con siete electrones de valencia y cada Cl comparte un electrón con el otro, formando un enlace covalente: Cl + Cl ⟶ Cl 2 El número total de electrones alrededor de cada átomo consta de seis electrones no enlazantes y dos compartidos (es decir, enlazantes) para un total de ocho electrones, lo que coincide con el número de electrones de valencia del gas noble argón. Como los átomos de enlace son idénticos, el Cl 2 también presenta un enlace covalente puro. Cuando los átomos unidos por un enlace covalente son diferentes, los electrones de enlace se comparten, pero ya no de forma equitativa. En cambio, los electrones de enlace son más atraídos por un átomo que por el otro, dando lugar a un desplazamiento de la configuración electrónica hacia ese átomo. Esta distribución desigual de electrones se conoce como enlace covalente polar , caracterizado por una carga positiva parcial en un átomo y una carga negativa parcial en el otro. El átomo que atrae los electrones con más fuerza adquiere la carga parcial negativa y viceversa. Por ejemplo, los electrones del enlace H-Cl de una molécula de cloruro de hidrógeno pasan más tiempo cerca del átomo de cloro que del de hidrógeno. Así, en una molécula de HCl, el átomo de cloro tiene una carga parcial negativa y el átomo de hidrógeno tiene una carga parcial positiva. La muestra la distribución de electrones en el enlace H-Cl. Observe que el área sombreada alrededor del de Cl es mucho más grande que alrededor del de H. Compare con la , que muestra la distribución uniforme de electrones en el enlace no polar del H 2 . A veces designamos los átomos positivos y negativos de un enlace covalente polar utilizando una letra griega minúscula "delta", δ, con un signo más o un signo menos para indicar si el átomo tiene una carga positiva parcial (δ+) o una carga negativa parcial (δ-). Esta simbología se muestra para la molécula H-Cl en la . (a) La distribución de la configuración electrónica en la molécula de HCl es desigual. La configuración electrónica es mayor alrededor del núcleo del cloro. Los pequeños puntos negros indican la ubicación de los núcleos de hidrógeno y cloro en la molécula. (b) Los símbolos δ+ y δ- indican la polaridad del enlace H-Cl. Electronegatividad El hecho de que un enlace sea covalente no polar o polar viene determinado por una propiedad de los átomos enlazados llamada electronegatividad . La electronegatividad es una medida de la tendencia de un átomo a atraer electrones (o configuración electrónica) hacia sí mismo. Determina cómo se distribuyen los electrones compartidos entre los dos átomos de un enlace. Cuanto más fuertemente atraiga un átomo los electrones de sus enlaces, mayor será su electronegatividad. Los electrones de un enlace covalente polar se desplazan hacia el átomo más electronegativo; así, el átomo más electronegativo es el que tiene la carga negativa parcial. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad, más polarizada estará la distribución de electrones y mayores serán las cargas parciales de los átomos. La muestra los valores de electronegatividad de los elementos según la propuesta de uno de los químicos más famosos del siglo XX: Linus Pauling ( ). En general, la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a través de un periodo en la tabla periódica y disminuye hacia abajo en un grupo. Así, los no metales, que se encuentran en la parte superior derecha, tienden a tener las mayores electronegatividades, siendo el flúor el elemento más electronegativo de todos (EN = 4,0). Los metales tienden a ser elementos menos electronegativos, y los metales del grupo 1 tienen las electronegatividades más bajas. Note que los gases nobles están excluidos de esta figura porque estos átomos no suelen compartir electrones con otros átomos ya que tienen una capa de valencia completa. (Aunque existen compuestos de gases nobles como el XeO 2 , solo pueden formarse en condiciones extremas, por lo que no encajan perfectamente en el modelo general de electronegatividad). Los valores de electronegatividad derivados por Pauling siguen tendencias periódicas predecibles, con las electronegatividades más altas hacia la parte superior derecha de la tabla periódica. Electronegatividad frente a la afinidad electrónica Debemos tener cuidado de no confundir la electronegatividad y la afinidad electrónica. La afinidad electrónica de un elemento es una cantidad física medible, es decir, la energía liberada o absorbida cuando un átomo aislado en fase gaseosa adquiere un electrón, medida en kJ/mol. La electronegatividad, por su parte, describe la fuerza con la que un átomo atrae los electrones en un enlace. Es una cantidad adimensional que se calcula, no se mide. Pauling obtuvo los primeros valores de electronegatividad comparando las cantidades de energía necesarias para romper diferentes tipos de enlaces. Eligió una escala relativa arbitraria que va de 0 a 4. Linus Pauling Linus Pauling , que aparece en la , es la única persona que ha recibido dos premios Nobel no compartidos (individuales): uno de química en 1954 por su trabajo sobre la naturaleza de los enlaces químicos y otro de la paz en 1962 por su oposición a las armas de destrucción masiva. Desarrolló muchas de las teorías y conceptos que son fundamentales para nuestra actual comprensión de la química, como la electronegatividad y las estructuras de resonancia. Linus Pauling (1901-1994) hizo muchas e importantes contribuciones al campo de la química. También fue un destacado activista, dando a conocer temas relacionados con la salud y las armas nucleares. Pauling también contribuyó a muchos otros campos además de la química. Sus investigaciones sobre la anemia falciforme revelaron la causa de la enfermedad (la presencia de una proteína anormal heredada genéticamente en la sangre) y allanaron el camino para el campo de la genética molecular. Su trabajo también fue fundamental para frenar las pruebas de armas nucleares; demostró que la lluvia radioactiva de las pruebas nucleares suponía un riesgo para la salud pública. Electronegatividad y tipo de enlace El valor absoluto de la diferencia de electronegatividad (ΔEN) de dos átomos enlazados proporciona una medida aproximada de la polaridad que cabe esperar en el enlace y, por tanto, del tipo de enlace. Cuando la diferencia es muy pequeña o nula, el enlace es covalente y no polar. Cuando es grande, el enlace es polar covalente o iónico. Los valores absolutos de las diferencias de electronegatividad entre los átomos de los enlaces H-H, H-Cl y Na-Cl son 0 (no polar), 0,9 (polar covalente) y 2,1 (iónico), respectivamente. El grado en que los electrones se comparten entre los átomos varía desde completamente igual (enlace covalente puro) hasta nada (enlace iónico). La muestra la relación entre la diferencia de electronegatividad y el tipo de enlace. A medida que aumenta la diferencia de electronegatividad entre dos átomos, el enlace se vuelve más iónico. Una aproximación a las diferencias de electronegatividad asociadas a los enlaces covalentes, covalentes polares e iónicos se muestra en la . Sin embargo, esta tabla es solo una guía general, con muchas excepciones. Por ejemplo, los átomos de H y F en el HF tienen una diferencia de electronegatividad de 1,9, y los átomos de N y H en el NH 3 una diferencia de 0,9, y sin embargo ambos compuestos forman enlaces que se consideran covalentes polares. Así mismo, los átomos de Na y Cl en el NaCl tienen una diferencia de electronegatividad de 2,1, y los átomos de Mn e I en el MnI 2 tienen una diferencia de 1,0, y sin embargo ambas sustancias forman compuestos iónicos. La mejor guía para determinar el carácter covalente o iónico de un enlace es considerar los tipos de átomos implicados y sus posiciones relativas en la tabla periódica. Los enlaces entre dos no metales suelen ser covalentes; los enlaces entre un metal y un no metal suelen ser iónicos. Algunos compuestos contienen tanto enlaces covalentes como iónicos. Los átomos de los iones poliatómicos, como el OH - , NO 3 – , y NH 4 + , se mantienen unidos por enlaces covalentes polares. Sin embargo, estos iones poliatómicos forman compuestos iónicos al combinarse con iones de carga opuesta. Por ejemplo, el nitrato de potasio, KNO 3 , contiene el catión K + y el anión poliatómico NO 3 – . Por lo tanto, el enlace en el nitrato de potasio es iónico, resultado de la atracción electrostática entre los iones K + y NO 3 – , así como covalente entre los átomos de nitrógeno y oxígeno en NO 3 – . Electronegatividad y polaridad de los enlaces Las polaridades de los enlaces desempeñan un papel importante en la determinación de la estructura de las proteínas. Utilizando los valores de electronegatividad en la , ordene los siguientes enlaces covalentes (todos comúnmente encontrados en los aminoácidos) en orden de polaridad creciente. A continuación, designe los átomos positivos y negativos con los símbolos δ+ y δ-: C–H, C–N, C–O, N–H, O–H, S–H Solución La polaridad de estos enlaces aumenta a medida que aumenta el valor absoluto de la diferencia de electronegatividad. El átomo con la designación δ- es el más electronegativo de los dos. La muestra estos enlaces en orden de polaridad creciente. Polaridad de enlace y diferencia de electronegatividad Enlace ΔEN Polaridad C–H 0,4 C δ – – H δ + S–H 0,4 S δ – – H δ + C–N 0,5 C δ + – N δ – N–H 0,9 N δ – – H δ + C–O 1,0 C δ + – O δ – O–H 1,4 O δ – – H δ + Compruebe lo aprendido Las siliconas son compuestos poliméricos que contienen, entre otros, los siguientes tipos de enlaces covalentes: Si-O, Si-C, C-H y C-C. Utilizando los valores de electronegatividad en la , organice los enlaces en orden de polaridad creciente y designe los átomos positivos y negativos utilizando los símbolos δ+ y δ-. Respuesta: Enlace Diferencia de electronegatividad Polaridad C–C 0,0 no polar C–H 0,4 C δ – – H δ + Si–C 0,7 Si δ + – C δ – Si–O 1,7 Si δ + – O δ – Conceptos clave y resumen Los enlaces covalentes se forman cuando los electrones se comparten entre átomos y son atraídos por los núcleos de ambos átomos. En los enlaces covalentes puros, los electrones se reparten por igual. En los enlaces covalentes polares, los electrones se reparten de forma desigual, ya que un átomo ejerce una fuerza de atracción sobre los electrones más fuerte que el otro. La capacidad de un átomo para atraer un par de electrones en un enlace químico se denomina electronegatividad. La diferencia de electronegatividad entre dos átomos determina lo polar que será un enlace. En una molécula diatómica con dos átomos idénticos, no hay diferencia de electronegatividad, por lo que el enlace es no polar o covalente puro. Cuando la diferencia de electronegatividad es muy grande, como ocurre entre metales y no metales, el enlace se caracteriza como iónico. Ejercicios de química del final del capítulo ¿Por qué es incorrecto hablar de una molécula sólida de NaCl? El NaCl está formado por iones discretos dispuestos en una red cristalina, no por moléculas con enlaces covalentes. ¿Qué información puede utilizar para predecir si un enlace entre dos átomos es covalente o iónico? Prediga cuáles de los siguientes compuestos son iónicos y cuáles son covalentes basándose en la ubicación de sus átomos constituyentes en la tabla periódica: (a) Cl 2 CO (b) MnO (c) NCl 3 (d) CoBr 2 (e) K 2 S (f) CO (g) CaF 2 (h) HI (i) CaO (j) IBr (k) CO 2 iónicos: (b), (d), (e), (g), e (i); covalentes: (a), (c), (f), (h), (j), y (k) Explique la diferencia entre un enlace covalente no polar, un enlace covalente polar y un enlace iónico. A partir de su posición en la tabla periódica, determine qué átomo de cada par es más electronegativo: (a) Br o Cl (b) N u O (c) S u O (d) P o S (e) Si o N (f) Ba o P (g) N o K (a) Cl; (b) O; (c) O; (d) S; (e) N; (f) P; (g) N A partir de su posición en la tabla periódica, determine qué átomo de cada par es más electronegativo: (a) N o P (b) N o Ge (c) S o F (d) Cl o S (e) H o C (f) Se o P (g) C o Si A partir de sus posiciones en la tabla periódica, ordene los átomos de cada una de las siguientes series en orden de electronegatividad creciente: (a) C, F, H, N, O (b) Br, Cl, F, H, I (c) F, H, O, P, S (d) Al, H, Na, O, P (e) Ba, H, N, O, As (a) H, C, N, O, F; (b) H, I, Br, Cl, F; (c) H, P, S, O, F; (d) Na, Al, H, P, O; (e) Ba, H, As, N, O A partir de sus posiciones en la tabla periódica, ordene los átomos de cada una de las siguientes series en orden de electronegatividad creciente: (a) As, H, N, P, Sb (b) Cl, H, P, S, Si (c) Br, Cl, Ge, H, Sr (d) Ca, H, K, N, Si (e) Cl, Cs, Ge, H, Sr ¿Qué átomos pueden unirse al azufre para producir una carga parcial positiva en el átomo de azufre? N, O, F y Cl ¿Cuál es el enlace más polar? (a) C–C (b) C–H (c) N–H (d) O–H (e) Se–H Identifique el enlace más polar en cada uno de los siguientes pares de enlaces: (a) HF o HCl (b) NO o CO (c) SH u OH (d) PCl o SCl (e) CH o NH (f) SO o PO (g) CN o NN (a) HF; (b) CO; (c) OH; (d) PCl; (e) NH; (f) PO; (g) CN ¿Cuáles de las siguientes moléculas o iones contienen enlaces polares? (a) O 3 (b) S 8 (c) O 2 2− (d) NO 3 – (e) CO 2 (f) H 2 S (g) BH 4 – longitud de enlace distancia entre los núcleos de dos átomos enlazados a la que se alcanza la menor energía potencial enlace covalente enlace que se forma cuando se comparten electrones entre átomos electronegatividad tendencia de un átomo a atraer electrones en un enlace hacia sí mismo enlace covalente polar enlace covalente entre átomos de diferente electronegatividad; un enlace covalente con un extremo positivo y otro negativo enlace covalente puro (también, enlace covalente no polar) enlace covalente entre átomos de idéntica electronegatividad

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.

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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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