Informe de lewis

Las estructuras de Lewis para iones y  moléculas  con enlaces covalentes pueden obtenerse emparejando electrones de valencia de acuerdo con la teoría de Lewis y la regla del octeto; la primera define que un enlace contiene un par de electrones con espín opuesto y la segunda que cada átomo unido busca  alcanzar la configuración electrónica del gas noble correspondiente, es decir aquella en que la capa exterior posee el octeto completo. A muchos estudiantes les resulta difícil dibujar la estructura de Lewis correcta, especialmente aquellas que presentan múltiples estructuras de resonancia; por tanto, hemos desarrollado un método diferente para escribir estas estructuras donde solo es necesario conocer la valencia de los átomos involucrados, nuestro método produce directamente las estructuras de Lewis y  sus respectivas cargas formales.

.

Metodología.

Una estructura de Lewis no tendrá sentido si el átomo central está incorrectamente designado. Las siguientes son guías para seleccionar átomos centrales.

1. Un átomo individual en una fórmula es siempre el átomo central. Así, el átomo central para BF3 sería B, para NO3 , N; para H3O+,  O; para ClO3 , Cl y para  XeF4, Xe.

2. Para las especies que contienen dos o más átomos individuales, el de mayor covalencia o el elemento de transición es el átomo central. Ejemplos son C tetravalente sobre N trivalente y O, en NCO; Y el elemento de transición V sobre O en VOCl3.

3. Para las especies que contienen dos o más átomos individuales con covalencia igual, el átomo del período de numeración superior será central. Un ejemplo es SOCl2, donde se selecciona S del tercer período en lugar de O del segundo.

Sin embargo, hay algunas excepciones, como el óxido nitroso, el ion fulminato, el monóxido de disulfuro, el ion tiosulfato y el nitrifluoruro de azufre, donde las respectivas disposiciones atómicas son NNO, CON-, SSO, SSO32- y NSF.

Para explicar el método de emparejamiento directo de electrones en la escritura de estructuras de Lewis, lo plasmaremos en  moléculas diatómicas y iones, seguido de especies poliatómicas.

Especies diatómicas.

1. Escribe los símbolos de Lewis para los dos átomos neutros. Para moléculas neutras, proceda al paso 3.

2. Para cada ión cargado negativamente / positivamente, agrega/ elimina un electrón a un átomo para producir símbolos de Lewis con igual número de electrones no emparejados.

3. Empareje todos los electrones no emparejados para dar enlace (s) covalente (s).

Los electrones ya apareados y las cargas atómicas se convertirán  en pares solitarios y cargas formales.

Tomaremos como ejemplo las especies CN-, NO + y CO. De acuerdo con el paso 1, los símbolos de Lewis para átomos neutros son,

[pic 1]

Debido a que CN- tiene una carga negativa, se añade un electrón al C y ambos quedan con el mismo número de electrones no emparejados (paso 2). Por lo tanto, el carbono  tiene una carga de -1. Por su parte en el NO+ un electrón se elimina de cualquiera de los dos pares de electrones en el  oxígeno igualando el número de electrones no emparejados y  teniendo así  una carga de 1+ para el oxígeno. La molécula CO es neutra por lo cual no se agregan ni eliminan electrones. El  carbono en el símbolo 3 tiene dos electrones no apareados que se emparejan para formar un doble enlace C = O disposición 6.

[pic 2]

El apareamiento de electrones en las disposiciones 4 y 5 (paso 3) da como resultado la estructura de Lewis  7 para el ion cianuro  y  8  para el ion nitrosonio. Cada átomo de estas especies tiene un octeto. El carbono en la disposición 6 tendría 6 electrones violando la regla del octeto. El carbono en 6 puede lograr un octeto después de que un par solitario en O se convierte en un Enlace para dar la estructura de Lewis 9. Teniendo carga formal para el O  de 1+  y 1- para el C. El monóxido de carbono es la única excepción al procedimiento.

[pic 3]

La mayoría de las especies covalentes son poliatómicas. Pueden tener dos tipos de átomos periféricos: monovalentes (H, F, Cl, Br y I), Como en , , , o  ; Polivalentes (O, S y N) como en , , , , , , , . Para escrbir las estructuras de Lewis para moléculas poliatómicas e iones,[pic 4][pic 5][pic 6][pic 7][pic 8][pic 9][pic 10][pic 11][pic 12][pic 13][pic 14][pic 15]

1. Escribe los símbolos de Lewis para los átomos circundantes alrededor del átomo central, de modo que los electrones no emparejados de la primera cara estén de últimos. (El número de electrones de valencia en el átomo central se da en un pequeño paréntesis debajo de su símbolo como recordatorio.)

2. Para un anión poliatómico con átomos circundantes monovalentes, añada un electrón al átomo central para cada carga negativa. Para un anión poliatómico con al menos un átomo circundante polivalente, añada un electrón para cada unidad de carga a los átomos polivalentes circundantes uno tras otro. Para cualquier catión poliatómico, eliminar un electrón del átomo central para cada carga positiva. Ahora aparece un nuevo número de electrones y carga en cada átomo.

3. Sumar el número de electrones no apareados en los átomos circundantes. El mismo número de electrones del átomo central es necesario para el emparejamiento para producir los enlaces. Los electrones restantes en el átomo central formarán par (es) solitario (s). En esta estructura llamada padre, el átomo central puede tener un octeto, menos de un octeto, o más de un octeto de electrones. Una estructura madre con átomos periféricos monovalentes, o con menos de un octeto en el átomo central, o con un octeto que no es alílico / propargílico / alénico representa una única estructura de Lewis. Una estructura principal en la que el átomo central tiene más de un octeto y hay al menos un átomo periférico polivalente (O / S / N) debe reducirse a un octeto, o, si no es posible, a una más baja, estructura. Esto se hace mediante la conversión de suficientes o todos los enlaces π a par (es) solitario (s) en el átomo periférico (O / S / N). La carga formal sobre el átomo central aumenta en una unidad más positiva para cada conversión. La carga formal sobre un átomo periférico (O / S / N) se convierte en una unidad más negativa para cada conversión.

...