Estruturas de Lewis e carga formal: un método que podes comprobar

Contar os electróns de valencia de moléculas e ións poliatómicos

Toda estrutura de Lewis comeza cun número: a conta total de electróns de valencia dispoñibles para colocar. Nos elementos dos grupos principais, o número de electróns de valencia é igual ao último díxito do número do grupo na numeración 1–18, así que o carbono achega 4, o nitróxeno 5, o osíxeno 6 e cada halóxeno 7. O hidróxeno achega 1, e o helio, con 2, é a única excepción á regra do número de grupo.

A carga dun ión cambia o total. Unha carga negativa significa electróns de máis, así que sumas un electrón por cada unidade de carga negativa. Unha carga positiva significa electróns que faltan, así que restas. O ión amonio, NH₄⁺, ten 5 + 4(1) − 1 = 8 electróns de valencia, mentres que o ión carbonato, CO₃²⁻, ten 4 + 3(6) + 2 = 24.

Anota este total antes de debuxar nada; é o número co que comprobarás a estrutura rematada.

Construír o esqueleto e colocar os pares de electróns

O esqueleto é o patrón de que átomo se une con cal. O hidróxeno e o flúor case sempre forman un só enlace, así que son átomos terminais. O átomo central adoita ser o menos electronegativo distinto do hidróxeno, que moitas veces é o átomo que aparece unha soa vez na fórmula. Nos oxoácidos, os átomos de hidróxeno únense normalmente ao osíxeno, non ao átomo central.

Unha vez fixado o esqueleto, os pasos restantes distribúen os electróns para que cada átomo acade unha conta estable. Os átomos do período 2 (C, N, O, F) poden ter como máximo oito electróns á súa volta porque só teñen catro orbitais de valencia, e por iso a regra do octeto é un límite firme para eles.

• Une cada átomo terminal ao átomo central cun enlace simple (2 electróns cada un).
• Completa os octetos dos átomos terminais con pares solitarios (o hidróxeno só precisa 2).
• Coloca os electróns que queden no átomo central como pares solitarios.
• Se o átomo central aínda ten menos de 8 electróns, converte un par solitario dun átomo veciño nun par compartido para formar un enlace dobre ou triplo.
• Comproba: os electróns debuxados igualan o total contado, e cada átomo do período 2 ten como máximo 8.

A carga formal como proba entre estruturas candidatas

A carga formal pregunta cantos electróns ten un átomo no debuxo en comparación co átomo libre neutro, se cada par de enlace se repartise por igual. A fórmula é FC = V − N − B/2, onde V é o número de electróns de valencia do átomo, N é o número de electróns non enlazantes (pares solitarios) que ten e B é o número de electróns nos seus enlaces. As cargas formais dunha estrutura sempre suman a carga global da especie, o que che dá unha comprobación aritmética integrada.

Cando varias estruturas cumpren a conta de electróns, prefire aquela na que as cargas formais estean o máis preto posible de cero. Se algunha carga formal debe quedar, a mellor estrutura coloca a carga formal negativa no átomo máis electronegativo e evita poñer cargas do mesmo signo en átomos veciños unidos.

A carga formal é contabilidade, non unha carga medida. Como ignora a electronegatividade, un átomo con carga formal cero aínda pode ter unha carga parcial considerable na molécula real.

Exemplo resolto: o fosxeno e o ión cianato

Fosxeno, COCl₂. Conta: o C achega 4, o O achega 6 e cada Cl achega 7, así que o total é 4 + 6 + 2(7) = 24 electróns. O carbono é o átomo central. Tres enlaces simples do C ao O e a cada Cl usan 6 electróns. Completar os octetos do O e dos dous átomos de Cl usa 3 × 6 = 18 máis, ata 24 en total, así que non quedan electróns para o carbono. O carbono só ten 6 electróns á súa volta, así que converte un par solitario nun segundo enlace. Mover un par solitario do O dá C=O; mover un par solitario do Cl dá C=Cl.

A carga formal decide entre elas. Con C=O, o osíxeno ten 4 electróns non enlazantes e 4 enlazantes: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. Cada Cl ten 6 non enlazantes e 2 enlazantes: FC = 7 − 6 − 1 = 0. O carbono ten 8 electróns enlazantes: FC = 4 − 0 − 4 = 0. Con C=Cl no seu lugar, ese Cl pasa a 7 − 4 − 2 = +1 e o O con enlace simple pasa a 6 − 6 − 1 = −1. Prefírese a estrutura con todo en cero e o enlace dobre C=O.

Ión cianato, OCN⁻. Conta: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 electróns, co carbono no centro. Tres disposicións dan un octeto ao carbono: O=C=N, O≡C–N e O–C≡N, cada unha con pares solitarios que completan os octetos do O e do N. Para O=C=N, O = 6 − 4 − 2 = 0 e N = 5 − 4 − 2 = −1. Para O≡C–N, O = 6 − 2 − 3 = +1 e N = 5 − 6 − 1 = −2. Para O–C≡N, O = 6 − 6 − 1 = −1 e N = 5 − 2 − 3 = 0. O carbono é 0 nas tres, e cada conxunto suma −1, como debe ser.

A forma O≡C–N ten as cargas maiores e pon carga positiva no osíxeno, o átomo máis electronegativo, así que é a que menos contribúe. A forma O–C≡N coloca a carga negativa no osíxeno e é a contribuínte máis importante, con O=C=N moi preto. O ión real é unha mestura destas estruturas, como explica a seguinte sección.

Resonancia: cando un só debuxo non pode describir os enlaces

Algunhas especies teñen dúas ou máis estruturas de Lewis válidas que só difiren en onde se colocan os electróns, con todos os átomos na mesma posición. Son estruturas de resonancia, que se escriben cunha frecha de dobre punta (↔) entre elas. A molécula real é unha única estrutura, o híbrido de resonancia, cuxos enlaces son unha media dos contribuíntes. Non oscila entre eles.

O ión formiato, HCOO⁻, é un exemplo claro. Conta: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 electróns. Co H e os dous átomos de O unidos ao C e os octetos do osíxeno completados, úsanse 18 electróns e o carbono só ten 6, así que un par solitario do osíxeno pasa a ser un enlace C=O. O O con enlace dobre ten FC = 6 − 4 − 2 = 0 e o O con enlace simple ten FC = 6 − 6 − 1 = −1. Calquera dos osíxenos podería ter o enlace dobre, así que hai dúas estruturas equivalentes.

Como os dous contribuíntes son equivalentes, o híbrido ten dous enlaces carbono–osíxeno idénticos, cada un intermedio entre simple e dobre, e cada osíxeno leva en media a metade da carga negativa. As lonxitudes de enlace medidas nos ións carboxilato concordan con esta imaxe. Cando os contribuíntes non son equivalentes, como no cianato, o híbrido semella sobre todo as estruturas de menor carga formal.

Cando a regra do octeto cede: contas impares, incompletas e expandidas

Tres tipos de especies non encaixan no patrón do octeto. As moléculas con número impar de electróns, como o monóxido de nitróxeno, NO, con 5 + 6 = 11 electróns de valencia, non poden dar un octeto a todos os átomos; un átomo debe levar un electrón desemparellado. As especies deste tipo chámanse radicais e adoitan ser reactivas.

Algunhas moléculas teñen un octeto incompleto no átomo central. No trifluoruro de boro, BF₃ (24 electróns), a estrutura con tres enlaces simples B–F deixa o boro con 6 electróns pero dá a todos os átomos unha carga formal de cero. Formar un enlace dobre B=F completaría o octeto do boro só dándolle ao flúor unha carga formal de +1 e ao boro −1, así que a estrutura con enlaces simples é a descrición habitual.

Os átomos do período 3 e inferiores poden debuxarse con máis de oito electróns á súa volta. No PCl₅ (40 electróns), cinco enlaces dan ao fósforo 10 electróns. No ión triioduro, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 electróns), o iodo central ten dous enlaces e tres pares solitarios, e a súa carga formal é 7 − 6 − 2 = −1. Coloca os electróns sobrantes no átomo central só despois de que todos os átomos terminais teñan o seu octeto.

Erros comúns nas estruturas de Lewis e como detectalos

A maioría dos erros son erros de conta, así que o hábito máis fiable é rematar toda estrutura con dúas comprobacións: contar todos os electróns do debuxo (2 por enlace, 2 por par solitario) contra o total que anotaches, e sumar as cargas formais para confirmar que igualan a carga global.

Se o teu total difire do dun compañeiro ou do solucionario en dúas veces a carga do ión, probablemente aplicaches a carga co signo equivocado. Se o debuxo ten un número de electróns distinto do teu total, busca enlaces contados como un electrón en vez de dous, ou electróns sobrantes que nunca se colocaron. Os erros específicos seguintes explican a maioría das estruturas erradas.

• Engadir electróns para un catión ou restalos para un anión. Carga negativa significa máis electróns.
• Contar un enlace como un electrón. Cada liña representa un par compartido, así que son 2 electróns.
• Darlle ao hidróxeno dous enlaces ou facelo átomo central. O hidróxeno só pode ter 2 electróns.
• Colocar máis de 8 electróns en C, N, O ou F. As contas expandidas só son posibles do período 3 en diante.
• Tratar a carga formal como a carga real dun átomo, ou confundila co número de oxidación, que asigna todos os electróns de enlace ao átomo máis electronegativo.
• Debuxar estruturas de resonancia movendo átomos. Mover un átomo crea un composto diferente, non un contribuínte de resonancia.