lewis-y-geometria

ESTRUCTURAS DE LEWIS Y GEOMETRÍA MOLECULAR
Por Bryant Barrientos, 2013
Los modelos de Lewisa, aplicados a moléculas y/o iones con enlaces covalentes y/o iónicos, se basan en la
regla del octeto. La regla del octeto indica que los átomos al “ganar o perder” electrones, mediante la
formación de enlaces químicos, buscan alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano a
ellos. Dado que los gases nobles llenan por completo los orbitales atómicos s y p obteniendo una
configuración electrónica s2p6, se dice que los átomos, al buscar completar esta configuración buscan 8
electrones en su capa de valencia. Sin embargo, la mayoría de compuestos conocidos no cumplen con la
regla del octeto debido a que la misma es una explicación incompleta de un enlace químico y en la actualidad
las explicaciones a dicho fenómeno han mejorado. Regresando a la regla del octeto se pueden considerar al
menos 3 excepciones: (i) el caso del hidrógeno que busca llegar a la configuración del helio, s2, tendencia
conocida como la regla del dueto, (ii) contracciones de octeto que se da en algunos casos con los átomos de
los períodos 2 y 3 de la tabla periódica y (iii) expansiones de octeto que se dan con los átomos pertenecientes
a los períodos 3 y superiores; por lo que la utilidad queda restringida a casos particulares.
Las estructuras de Lewis para compuestos covalentes se obtienen de una serie de cálculos básicos, lo cual se
ejemplificará con el amoniaco (NH3):
(1) Electrones de valencia: obtenidos del número de columna al que pertenece cada átomo y multiplicado
por la cantidad de átomos, si se está trabajando con cationes la carga del catión debe restarse y si se
está trabajando con aniones la carga del anión debe sumarse.
N = 5*1 = 5
H = 1*3 = 3
Total = 8
(2) Electrones para completar octeto o dueto: del gas noble más cercano a cada átomo y multiplicado por
la cantidad de átomos.
N = 8*1 = 8
H = 2*3 = 6
Total = 14
(3) Número de electrones compartidos: son los electrones que formarán un enlace y es la resta entre
electrones de octeto y electrones de valencia.
14 – 8 = 6
(4) Número de enlaces: como cada enlace químico consta de dos electrones, el número de electrones
compartidos se divide entre 2
6/2=3
(5) Número de electrones no compartidos: es la diferencia entre el número de electrones de valencia y el
número de electrones compartidos.
8–6=2
(6) Identificación del átomo central: es generalmente aquel que está en menor proporción, en este caso el
nitrógeno.
(7) A partir del átomo central, dibujar la estructura tomando en cuenta el número de enlaces y el número
de electrones libres.
°°
H–N–H
|
H
(8) Ahora bien, este es un ejemplo sencillo, de aquí en adelante se puede presentar el caso de que
existan varias estructuras posibles para lo cual se tiene que utilizar el concepto de cargas formales.
Las cargas formales son números arbitrarios que se asignan a los elementos de una molécula para
indicar, en cierta forma su ambiente electrónico.
Carga formal = Número de electrones de valencia – número de enlaces – número de electrones libres.
Las cargas formales deben cumplir con tres reglas sencillas para que la estructura que se propone sea
la más “correcta”.
a) Las cargas formales negativas deben de encontrarse en los átomos más electronegativos y las
cargas formales positivas deben de encontrarse en los átomos menos electronegativos.
b) Las cargas formales positivas y negativas deben presentarse alternadas, una carga formal de cero
supone un “comodín”.
c) Las cargas formales deben de ser lo más cercanas a cero posible así, por ejemplo, cargas
formales de -4 o +4 generan ciertas “dudas”.
En este caso, el amoniaco presenta cargas formales (marcadas en rojo):
0
°°
0
H –N –H
|
0
H
0
Por lo que la estructura es correcta.
Sin embargo, como se dijo anteriormente, el amoniaco es un ejemplo sencillo. En casos como el ión sulfato
(SO42-) se aprecian las salvedades de los incisos (1) y (8). La estructura de Lewis que se obtiene al realizar los
cálculos es:
O
-
-
2-
+2 -
O S O
O
-
No obstante, existe una forma de mejorar esta estructura y consiste en utilizar dos ideas
conjuntamente: (i) existencia de enlaces sigma () y pi ()b y (ii) expansión de octeto del átomo de
azufre.
O
-
2-
O S O
O
-
Esto provoca cargas formales más cercanas a cero en dos átomos de oxígeno y en el átomo de azufre.
Y la estructura cumple de mejor manera con las tres reglas que se mencionaron anteriormente para las
cargas formales, además de cumplir con representar congruentemente el ión sulfato SO42-.
Notas:
(i)
Cuando las estructuras de Lewis no generan una estructura lógica, se debe trazar una
arbitrariamente y corroborarla con las cargas parciales; buscando la mejor posible (aunque esto
aumenta la probabilidad de errores en estructuras)
(ii)
En iones se utilizan un par de corchetes para encerrar la estructura y se indica la carga del ión
afuera de los mismos.
Ahora bien, ¿qué relación tienen las estructuras de Lewis con la geometría molecular? Desde un punto de
vista bastante básico, las estructuras de Lewis pueden ayudar a comprender en primer plano la disposición
espacial de los átomos de una molécula. En un nivel básico, la disposición espacial de los átomos en una
molécula con enlaces covalentes se puede predecir auxiliándose con las estructuras de Lewis y la teoría de
repulsión del par electrónico en la capa de valencia (RPECV). No se debe perder de vista que tanto las
estructuras de Lewis como la teoría RPECV son únicamente aproximaciones a la realidad que han sido
mejoradas y sustituidas por otras teorías con el paso de los años, sin embargo estas teorías requieren de un
nivel superior de matemática y química para comprenderse por lo que la aproximación que se obtiene con
Lewis y la teoría RPECV es lo suficientemente buena para generar una idea acertada del comportamiento
espacial de los átomos de una molécula y deslumbrar su nexo con algunas propiedades fisicoquímicas.
La teoría RPECV se basa en los pares electrónicos en la capa de valencia a los que se conoce como “pares
estereactivos” y de manera análoga con Lewis estos pares estereoactivos pueden ser pares enlazantes lo
que es decir estar confinados a enlaces sigma () o bien pueden ser pares no enlazantes lo que es decir
estar como un par electrónico “libre”. Los pares estereoactivos, como su nombre lo indica, le dan la forma a la
molécula y están constituidos únicamente por electrones ubicados en la capa de valencia del átomo central,
en orbitales del tipo sigma (ya sean de enlace o no enlace).
Según la teoría RPECV los pares electrónicos buscan alejarse lo más posible los unos de los otros ya que, al
ser electrones, las cargas negativas que tienen sus nubes electrónicas se repelen. Se debe tomar en cuenta
también que un enlace “ordena” los electrones en un espacio “definido” mientras que un par de electrones que
no pertenezcan a un enlace (“par libre”) está desordenado y por tanto ocupa un espacio mayor.
Las geometría molecular adopta cinco modelos básicos en los cuales todos sus pares estereoactivos son
pares enlazantes y se conocen como: lineal, triangular plana, tetraédrica, trigonal bipiramidal y octaédrica. A
partir de estas, con excepción de la geometría lineal, se pueden formar geometrías derivadas en las cuales se
van sustituyendo pares enlazantes por pares no enlazantes, uno a uno, teniendo en cuenta que el mínimo de
pares enlazantes para que exista geometría molecular es de dos.
Cuadro 1. Geometría molecular
NE
2
3
3
4
4
4
PE
2
3
2
4
3
2
PL
0
0
1
0
1
2
5
5
0
5
4
1
5
3
2
5
2
3
6
6
6
6
5
4
0
1
2
Geometría
Lineal
Triangular plana
Angular
Tetraédrica
Trigonal piramidal
Angular
Trigonal bipiramidal
Observaciones
No tiene derivadas
Ángulos: 120°
Ángulos: <120°
Ángulos: 109.5°
Ángulos: <109.5°
Ángulos: <109.5°
Posiciones axiales (2):
Ángulo de 180°
Posiciones ecuatoriales (3):
Ángulo de 120°
Tetraedro deformado, silla de montar o balancín Posiciones axiales (2):
Ángulo: <180°
Posiciones ecuatoriales (2):
Ángulo: <120°
Forma de T
Posiciones axiales (2):
Ángulo: <180°
Posiciones ecuatoriales (1):
Ángulo: <120°
Lineal
Posiciones axiales (2):
Ángulo de 180°
Octaédrica
Ángulos: 90°
Cuadrada piramidal
Ángulos: <90°
Cuadrada plana
Ángulos: 90°
*
NE: pares estereoactivos, PE: pares enlazantes, PL: pares libres.
Entonces, volviendo a la relación existente entre las estructuras de Lewis y la geometría molecular, volvamos
al ejemplo del amoniaco. El amoniaco, según la estructura de Lewis tiene 3 pares enlazantes y 1 par libre por
lo que su geometría molecular es trigonal piramidal. El mismo análisis se realiza con el ión sulfato y se obtiene
que su geometría es tetraédrica.
O
H
a
N
H
-
H
O
S
-
O
O
Lewis, Gilbert N., fisicoquímico estadounidense famoso por su trabajo llamado “Estructura de Lewis” “Diagramas de punto”.
Enlaces sigma () y pi (), los enlaces “sigma” son los primeros que se forman entre dos átomos y los siguientes, dobles o triples, se
conocen como enlaces “pi”.
b