Estructuras de Lewis de óxidos, oxácidos y sus aniones

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 SO₃^2–. 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 SO₃^2– 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/SO₃^2–, los O que estaban unidos a H en el H₂SO₄ tienen como propios en la estructura del SO₃^2– 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 SO₃^2– es 2–.

CO₂, H₂CO₃, CO₃^2–

Un ejemplo parecido es el del CO₂, el H₂CO₃ y el CO₃^2–. 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 CO₃^2– 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, SO₄^2–

El H₂SO₄ se obtendría “añadiendo” H₂O al SO₃ (de hecho, industrialmente así se puede obtener ácido sulfúrico). Y al ion sulfato (SO₄^2-) 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.