6.17: Iones Poliatómicos

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Nuestra discusión sobre los compuestos iónicos se limitó a los iones monoatómicos. Sin embargo, iones más complejos, que contienen varios átomos unidos covalentemente entre sí, pero que tienen una carga positiva o negativa, ocurren con bastante frecuencia en la química. La carga surge porque el número total de electrones de valencia de los átomos no puede producir una estructura estable. Con uno o más electrones añadidos o eliminados, resulta una estructura estable. Ejemplos bien conocidos de tales iones poliatómicos son el ion sulfato (SO ₄ ² ^—),

el ion hidróxido (OH ^—),

el ion hidronio (H ₃ O ⁺),

y el ion amonio (NH ₄ ⁺).

Los átomos en estos iones están unidos por enlaces covalentes de pares de electrones, y podemos dibujar estructuras de Lewis para los iones tal como podemos para las moléculas. La única diferencia es que el número de electrones en el ion no equilibra exactamente la suma de las cargas nucleares. O hay demasiados electrones, en cuyo caso tenemos un anión, o muy pocos, en cuyo caso tenemos un catión.

Consideremos, por ejemplo, el ion hidróxido (OH ^—) para el que se encuentra la estructura de Lewis

O comparte un par de electrones con H. También se muestran tres pares de electrones desapareados. Todas las moléculas de O H están encerradas entre corsé con un superíndice de signo negativo.

Una molécula neutra que contiene un átomo de O y un átomo de H contendría sólo siete electrones, seis de O y uno de H. Sin embargo, el ion hidróxido contiene un octeto de electrones, uno más que la molécula neutra. Por lo tanto, el ion hidróxido debe llevar una sola carga negativa. Para dibujar la estructura de Lewis para un ion dado, primero debemos determinar cuántos electrones de valencia están involucrados. Supongamos que se requiere la estructura de H ₃ O ⁺. El número total de electrones se obtiene sumando los electrones de valencia para cada átomo, 6 + 1 + 1 + 1 = 9 electrones. Ahora debemos restar 1 electrón ya que la especie bajo consideración no es H ₃ O sino H ₃ O ⁺. El número total de electrones es así 9 — 1 = 8. Dado que se trata de un octeto de electrones, podemos colocarlos alrededor del átomo de O. La estructura final sigue entonces muy fácilmente:

Una O central comparte tres pares de electrones con tres H en la parte superior izquierda y derecha. El par inferior de electrones de O no está apareado. Toda la molécula de O H 3 está encerrada en un corsé que tiene un signo positivo superíndice.

En casos más complicados suele ser útil calcular el número de pares de electrones compartidos antes de dibujar una estructura de Lewis. Esto es particularmente cierto cuando el ion en cuestión es un oxianión (es decir, un átomo central está rodeado por varios átomos de O). Un oxianión bien conocido es el ion carbonato, que tiene la fórmula CO ₃ ² ^—. (Obsérvese que el átomo central C se escribe primero, como se hizo anteriormente para las moléculas). El número total de electrones de valencia disponibles en CO ₃ ² ^— es

\( 4 \text{(for C)} + 3 \times 6 \text{(for O)} + 2 \text{(for the –2 charge)} = 24 \)

Debemos distribuir estos electrones sobre 4 átomos, dando a cada uno un octeto, un requisito de 4 × 8 = 32 electrones. Esto significa que 32 — 24 = 8 electrones necesitan contar dos veces para fines de octeto; es decir, se comparten 8 electrones. Por lo tanto, el ion a contiene cuatro enlaces de pares de electrones. Presumiblemente, el átomo de C está doblemente unido a uno de los O y unido individualmente a los otros dos:

Una C central está doble unida a una O y una sola unida a otras dos O. Toda la estructura está encerrada en un corchete con superíndice de negativo 2.

En este diagrama los electrones 4C han sido representados por puntos, los 18 electrones O por x's, y los 2 electrones extra por puntos coloreados, para fines de fácil referencia. Los electrones reales no llevan etiquetas como esta; todos son iguales.

Hay una seria objeción a la estructura de Lewis recién dibujada. ¿Cómo saben los electrones qué átomo de oxígeno señalar y formar un doble enlace con, ya que de otra manera no hay nada para diferenciar los oxígenos? La respuesta es que no lo hacen. Explicar la unión en el ion CO ₃ ² ^— y algunas otras moléculas requiere una extensión de la teoría de Lewis. Seguimos adelante con este asunto cuando discutimos la resonancia. Ahora terminamos con un ejemplo.

Ejemplo\(\PageIndex{1}\) : Lewis Structure

Dibujar una estructura de Lewis para el ion sulfito, SO ₃ ² ^—.

Solución El método más seguro aquí es contar electrones. El número total de electrones de valencia disponibles es

6 (para S) + 3 × 6 (para O) + 2 (para la carga) = 26 Para hacer cuatro octetos para los cuatro átomos requeriría 32 electrones, y así la diferencia, 32 — 26 = 6, da el número de electrones compartidos. Por lo tanto, solo hay tres enlaces de pares de electrones en el ion. El átomo central de S debe estar unido por un enlace sencillo a cada átomo de O.

Una S central está unida a tres O. Hay un par solitario de S que no está unido a ningún otro átomo. Como resultado, la carga global de la molécula es negativa 2.

Obsérvese que cada uno de los enlaces S—O es covalente coordinado.