Repaso: las estructuras de Lewis
Una estructura de Lewis representa los electrones de valencia de una molécula como pares enlazantes (líneas) y pares libres (puntos). La regla del octeto dice que cada átomo tiende a estar rodeado por 8 electrones en su capa de valencia.
Pasos de construcción: 1. Contar el total de electrones de valencia. 2. Dibujar el esqueleto (átomo central unido a los átomos periféricos). 3. Distribuir los electrones para satisfacer el octeto de cada átomo. 4. Calcular las cargas formales.
Cargas formales
La carga formal de un átomo en una estructura de Lewis es:
CF = (electrones de valencia del átomo libre) − (electrones no enlazantes) − ½(electrones enlazantes)
La estructura más estable es aquella en la que: - Las cargas formales son lo más cercanas posible a cero. - Las cargas formales negativas residen en los átomos más electronegativos.
Ejemplo con el CO₂: la estructura O=C=O da CF = 0 en todos los átomos, y se prefiere a las estructuras con cargas formales de ±1.
Resonancia y orden de enlace
Cuando se pueden dibujar varias estructuras de Lewis equivalentes, la molécula se describe mediante un híbrido de resonancia: una superposición cuántica, no una mezcla alternante de estructuras.
Para el ion carbonato CO₃²⁻: - Tres estructuras de Lewis contribuyentes (un enlace C=O y dos enlaces C−O⁻). - El híbrido de resonancia tiene tres enlaces C−O equivalentes. - Orden de enlace = (total de electrones enlazantes) / (2 × número de enlaces) = 8 / (2 × 3) = 4/3 ≈ 1.33.
El orden de enlace (OE) cuantifica la multiplicidad del enlace. Un OE no entero es característico de un híbrido de resonancia.
Hipervalencia: superar el octeto
Los átomos del período 3 en adelante pueden estar rodeados por más de 8 electrones en un dibujo de Lewis. La explicación histórica invocaba orbitales d; la descripción moderna prescinde de ellos (enlaces de tres centros y cuatro electrones, muy polarizados):
| Molécula | Átomo central | Electrones de valencia alrededor del centro |
|---|---|---|
| PCl₅ | P (período 3) | 10 |
| SF₆ | S (período 3) | 12 |
| ClF₃ | Cl (período 3) | 10 |
| XeF₄ | Xe (período 5) | 12 |
Los átomos del período 2 (C, N, O, F) no pueden ser hipervalentes: solo tienen cuatro orbitales de valencia (2s y 2p; no existen orbitales 2d) y son demasiado pequeños para alojar más de cuatro vecinos.
Para el Azufre (S) en el SF₆, la estructura de Lewis requiere 6 enlaces S−F (12 electrones alrededor del S). Con seis enlaces sencillos, la carga formal del S es cero: CF = 6 − 0 − ½(12) = 0. No se invoca ningún doble enlace S=F: el flúor, el elemento más electronegativo, nunca forma enlaces múltiples. La descripción moderna usa seis enlaces muy polarizados con carácter iónico parcial, sin recurrir a los orbitales d.
Excepciones a la regla del octeto
Tres clases de excepciones:
1. Moléculas con un número impar de electrones (radicales): NO, NO₂, ClO₂. Un electrón desapareado es inevitable. 2. Deficiencia de electrones (octeto incompleto): BF₃, AlCl₃, BeCl₂. El átomo central tiene solo 6 o 4 electrones. Son ácidos de Lewis porque aceptan un par de electrones. 3. Expansión del octeto: la hipervalencia descrita más arriba.
La regla del octeto es una regla empírica, no una ley.
La estructura de Lewis del NO tiene un electrón desapareado sobre el N o sobre el O según la estructura contribuyente: esta molécula es un radical estable y desempeña un papel crucial en la bioquímica vascular.
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