Los óxidos, sus oxácidos y los aniones de estos oxácidos guardan una estrecha relación entre sí en cuanto a su naturaleza química. Podríamos decir que un oxácido es un óxido de un no metal al que se le “añade” H2O. Y si al oxácido se le quitan los H obtenemos el correspondiente anión, a partir del cual, combinándolo con un metal, se forma una sal. Por ello, las estructuras electrónicas de los óxidos, sus oxácidos y los aniones de estos deberían estar relacionadas, y esto podemos comprobarlo escribiendo dichas estructuras según el modelo de Lewis.
Un ejemplo es el del SO2, el H2SO3 y el SO32–. Estas son sus estructuras de Lewis:
Nótese que el átomo de S no cumple exactamente el modelo del octeto, ya que en los tres casos este átomo tiene 10 electrones a su alrededor (no 8). Para hacer la cuenta correctamente debe tenerse en cuenta que cada enlace con O son 2 electrones. (Es habitual que el S no cumpla el modelo del octeto en sus combinaciones con otros átomos, excepto en moléculas muy simples como H2S. Se dice que el modelo para el S es el de un octeto de Lewis ampliado).
Obsérvese también que en el H2SO3 dos de los O se unen a átomos H para formar grupos hidróxido (OH), pero el tercer O no está unido a H. Esa es precisamente la razón de que en la nomenclatura de adición de la Unión Internacional de Química Teórica y Aplicada (UIQTA) este compuesto reciba la denominación de dihidroxidooxidoazufre.
El anión SO32– se forma quitando los H pero dejando a cada O unido a H los electrones que servían para formar en enlace. Por eso, ahora cada uno de esos O tiene alrededor 7 electrones “propios”. Por electrones propios de un átomo se entienden los que rodean al átomo y la mitad de los que forman los enlaces con otros átomos. En el caso del H2SO3/SO32–, los O que estaban unidos a H en el H2SO4 tienen como propios en la estructura del SO32– tres pares de electrones no compartidos más 1 electrón de los dos del enlace con S (el otro electrón de ese enlace se considera “propio” del S). Por tanto, cada uno de esos O tiene 7 electrones “propios”. Como el elemento O tiene 6 electrones de valencia, en este caso podemos decir que tiene un electrón adicional. Y de ahí la carga negativa que está señalada (–). Como son dos O con carga negativa, la carga global de la especie SO32– es 2–.
CO2, H2CO3, CO32–
Un ejemplo parecido es el del CO2, el H2CO3 y el CO32–. Sus estructuras de Lewis son:
En los tres casos se cumple el modelo del octeto de Lewis, ya que cada átomo queda rodeado por 8 electrones (recordemos que cada rayita de enlace equivale a 2 electrones).
En el H2CO3 dos de los oxígenos se unen a hidrógenos formando grupos OH, pero el tercero no. Por eso en la nomenclatura de adición de la UIQTA se llama dihidroxidooxidocarbono.
El anión CO32– se forma quitando los H al H2CO3 pero dejando sus electrones a los O con los que estaban unidos esos H. Por eso, ahora cada uno de esos O tiene alrededor 7 electrones “propios”. Como el elemento O tiene 6 electrones de valencia, si en la estructura de Lewis ha quedado rodeado de 7 electrones “propios” eso significa que tiene una carga negativa.
SO3, H2SO4, SO42–
El H2SO4 se obtendría “añadiendo” H2O al SO3 (de hecho, industrialmente así se puede obtener ácido sulfúrico). Y al ion sulfato (SO42-) se llegaría quitando los H al H2SO4. Las estructuras de Lewis para estas tres especies son estas:
En este caso, el “octeto ampliado” para el S consiste en 12 electrones. En la nomenclatura de adición de la UIQTA, el H2SO4 se denomina dihidroxidodioxidoazufre.
Fuente
Las imágenes de las estructuras de Lewis se han obtenido de Christine Fischer, Wolfram|Alpha Knowledgebase, 2023.