Energía Nuclear - Accidentes - Reacción nuclear

 

 Chernóbil, o Chornóbil, es una ciudad en el norte de Ucrania, famosa por ser el lugar del peor accidente nuclear de la historia, que ocurrió en 1986 en la central nuclear cercana. El accidente, que involucró una explosión en el reactor número 4, liberó grandes cantidades de radiación a la atmósfera, afectando a gran parte de Europa. 

El accidente de Chernóbil fue una combinación de un mal diseño de la central nuclear, que además no disponía de un recinto de contención, junto con los errores producidos por los operadores de la misma.

La falta de una “cultura de seguridad”, consecuencia a su vez de la falta de un régimen político y social democrático en la Unión Soviética, está en la raíz del accidente de Chernóbil.

Fukushima se refiere principalmente al desastre nuclear ocurrido en la central nuclear Fukushima Daiichi tras el terremoto y tsunami de 2011 en Japón. También puede referirse a la prefectura de Fukushima, donde se encuentra la central, y a la ciudad de Fukushima, su capital. 

El accidente nuclear de Fukushima I

Fukushima Daiichi Genshiryoku Hatsudensho jiko?) comenzó en la central nuclear Fukushima I el 11 de marzo de 2011 a las 14:46 (JST o UTC+9) después de un terremoto de magnitud 9,0 en la escala sismológica de magnitud de momento que además provocó un tsunami en la costa noreste de Japón.[5]​ La planta nuclear, operada por la empresa Tokyo Electric Power Company (TEPCO), contenía seis reactores de agua en ebullición construidos entre 1971 y1979.[6]​


Se atribuye un muerto al accidente: en 2018, siete años después del desastre, se atribuyó un fallecido de cáncer al evento del 2011




El lunes 16 de abril de 2011 la Agencia de Seguridad Nuclear e Industrial (NISA) elevó el nivel de gravedad del incidente a 7 en la Escala Internacional de Accidentes Nucleares para los reactores 1, 2 y 3, el máximo en la escala INE y el mismo nivel que alcanzó el accidente de Chernóbil de 1986.[7]​

En resumen, el accidente fue provocado por el terremoto y tsunami de Tōhoku el 11 de marzo de 2011. Al detectar el terremoto, los reactores activos apagaron automáticamente sus reacciones de fisión. Debido a las descargas del reactor y otros problemas de la red, el suministro de electricidad falló y los generadores diesel de emergencia de los reactores comenzaron automáticamente a funcionar. Críticamente, estaban alimentando las bombas que hacían circular refrigerante a través de los núcleos de los reactores para eliminar el calor residual, que continúa a manar incluso después de que la fisión ha cesado. Pero el terremoto generó un tsunami de 14 metros de altura que llegó 46 minutos después, superó el dique de contención de las instalaciones de solo 5.7 metros e inundó los terrenos de la planta alrededor de los edificios del reactor de las Unidades 1 a 4 con agua de mar, que llenó lossótanos y destruyó los generadores de emergencia.[8]​ La pérdida accidental de refrigerante resultante condujo a tres fusiones de núcleo, tres explosiones de hidrógeno y la liberación de contaminación radiactiva en las Unidades 1, 2 y 3 entre el 12 y el 15 de marzo. Ninguna de esas explosiones se produjo en los reactores por lo que no hubo ninguna explosión nuclear, cosa que además no puede suceder debido al bajo nivel de enriquecimiento del combustible. El grupo de combustible gastado del Reactor 4 previamente apagado aumentó la temperatura el 15 de marzo debido al calor de descomposición de las barras de combustible gastado, recientemente agregadas; pero no se redujo lo suficiente como para exponer el combustible.

En los días posteriores al accidente, la radiación emitida a la atmósfera obligó al gobierno a declarar una zona de evacuación cada vez más grande alrededor de la planta, que culminó en una zona de evacuación con un radio de 20 kilómetros.[9]​ En total, unos 154 000 residentes fueron evacuados de las comunidades que rodean la planta debido a los crecientes niveles de radiación ionizante ambiental fuera del sitio causados por la contaminación radiactiva en el aire de los reactores dañados.[10]​

Grandes cantidades de agua contaminada con isótopos radiactivos fueron liberadas en el Océano Pacífico durante y después del desastre. Michio Aoyama, profesor de geociencia de radioisótopos en el Instituto de Radiactividad Ambiental, ha estimado que 18 000 TBq (terabecquerel) de cesio-137 (137Cs) radiactivo fueron liberados al Pacífico durante el accidente, y en 2013, 30 GBq de 137Cs todavía estaban fluyendo hacia el océano todos los días.[11]​ Desde entonces, el operador de la planta ha construido nuevos muros a lo largo de la costa y también ha creado un "muro de hielo" de tierra congelada de 1,5 kilómetros de largo para detener el flujo de agua contaminada.

Bombardeos atómicos de Hiroshima y Nagasaki


Los bombardeos atómicos de Hiroshima y Nagasaki (en inglés, atomic bombings of Hiroshima and Nagasaki; en japonés, 日本への原子爆弾投下 (Nippon e no genshi bakudan tōka?), lit., «caída de bombas atómicas en Japón») fueron dos ataques nucleares ordenados por Harry S. Truman, presidente de los Estados Unidos, contra el Imperio del Japón. Los ataques se efectuaron el 6 y el 9 de agosto de 1945 sobre las ciudades de Hiroshima y Nagasaki, respectivamente, lo que contribuyó, junto con la guerra soviético-japonesa, a la rendición de Japón y al fin de la Segunda Guerra Mundial. Después de seis meses de intenso bombardeo de otras 67 ciudades, el arma nuclear Little Boy fue soltada sobre Hiroshima el lunes[1]​ 6 de agosto de 1945,[2]​ seguida por la detonación de la bomba Fat Man el jueves 9 de agosto sobre Nagasaki. Entre 105 000 y 120 000 personas murieron y 130 000 resultaron heridas.[3]​[4]​[5]​ Hasta la fecha, estos bombardeos constituyen los únicos ataques nucleares de la historia.[6]​


Se estima que, hacia finales de 1945, las bombas habían matado a 166 000 personas en Hiroshima y 80 000 en Nagasaki,[7]​ totalizando unas 246 000 muertes, aunque solo la mitad falleció los días de los bombardeos. Entre las víctimas, del 15 al 20 % murieron por lesiones o enfermedades atribuidas al envenenamiento por radiación.[8]​ Desde entonces, algunas otras personas han fallecido de leucemia (231 casos observados) y distintos cánceres (334 observados) atribuidos a la exposición y a la radiación liberada por las bombas.[9]​ En ambas ciudades, la gran mayoría de las muertes fueron de civiles.[10]​[11
]


Seis días después de la detonación sobre Nagasaki, el 15 de agosto de 1945, el Imperio de Japón anunció su rendición incondicional a los «Aliados», haciéndose formal el 2 de septiembre con la firma del acta de capitulación. Con la rendición de Japón, concluyó la guerra del Pacífico y, por tanto, la Segunda Guerra Mundial. Como consecuencias de la derrota, el Imperio nipón fue ocupado por fuerzas aliadas lideradas por los Estados Unidos —con contribuciones de Australia, la India británica, el Reino Unido y Nueva Zelanda— y adoptó los «Tres principios antinucleares», que le prohibían poseer, fabricar e introducir armamento nuclear.[12]

Antes y despues

Como funcionan las bombas:

Bomba atomica en la actualidad

¿Por qué es seguro vivir en Hiroshima y Nagasaki pero NO en CHERNÓBIL?

Actividad:


Simulador de fisica fision





Radiación nuclear




Los tipos de desintegraciónAlfa: emisión de partículas constituidas por dos protones y dos neutrones. Estas partículas son idénticas a núcleos de helio (4He).
Beta: hay un tipo de desintegración, beta positivo y/o beta negativo. El beta positivo es una emisión de un positrón acompañado de un neutrino. El beta negativo es la emisión de un electrón acompañado de un antineutrino.
Gamma: es la emisión de fotones de frecuencia muy alta. El átomo radiactivo se conserva igual, pero con un estado de energía menor.



Interacción de la radiación con la materia

La radiación nuclear se emplea por ejemplo en la gammagrafía y en la medicina nuclear. La gammagrafía utiliza las interacciones de los rayos gamma al penetrar por los diferentes tejidos. La medicina nuclear elimina los tejidos malignos a partir de la radiactividad de elementos radiactivos introducidos en el paciente.

Los efectos de las radiaciones en los materiales son la ionización, la excitación atómica del material y la fisión. A estos le pueden seguir cambios químicos. Así por ejemplo, las partículas alfa, al penetrar en la materia, atraen a su paso eléctricamente a los electrones cercanos, produciendo la ionización de estos átomos.

Cuando un átomo radiactivo genera un positrón, este se asocia temporalmente a un electrón, formando un “átomo” llamado positronio, en el que el electrón y el positrón giran uno alrededor del otro. El positronio tiene una vida media de 10-10 segundos. Luego se aniquilan las dos partículas emitiendo rayos gamma de 511 keV.

Los rayos gamma transfieren su energía al material que atraviesan de tres formas diferentes. Estas son el efecto fotoeléctrico, el efecto Compton y la producción de pares.




Los rayos X son radiaciones electromagnéticas capaces de atravesar la materia orgánica e impresionarla en una placa con material fotográfico. Dependiendo de la densidad de los tejidos, los rayos llegan en mayor o menor cantidad a la placa, creando una imagen en tonos negros, grises y blancos.

El descubrimiento llegó el 8 de noviembre de 1895. Mientras estudiaba el poder de penetración de los rayos catódicos, Röntgen observó que una placa de cartón cubierta de cristales de platino-cianuro de bario emitía una fluorescencia, que desaparecía al desconectar de la corriente. Dicha fluorescencia indicaba la presencia de un rayo que atravesaba la placa.

Röntgen continuó repitiendo el experimento hasta descubrir que esos rayos (que denominó "rayos X" pero también se conocen como "rayos Röntgen") podían atravesar distintos tipos de materiales como papel, madera, aluminio, etcétera. Sin embargo, no atravesaban el plomo.

Entonces descubrió que al sostener un aro de plomo podía ver los huesos de la mano de su esposa, Anna Bertha Ludwig. Röntgen decidió imprimir esta imagen de los huesos en una placa fotográfica, y así fue como nació la primera radiografía.

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A) Actividades Accidentes Nucleares :

1) Explica con tus palabras lo que  viste en los videos.Como fueron esos accidentes?

2) ¿Que tipo de energia se genera en las centrales nucleares?

3) ¿Se puede vivir en hiroshima?¿Que diferencia hay con chernobyl?

B) Actividades Bomba nuclear :

1) Explica con tus palabras lo que  viste en los videos acerca de las bombas nucleares.

2) ¿Que tipo de energia se genera en las bombas nucleares?

3) ¿En la actualidad se fabrican bombas similares?

C) Actividades Radiografias y radiacion :

1) Explica con tus palabras lo que  viste en los videos que es la radiacion y la historia de la radiografia.

2) ¿Que tipo de energia se genera para obtener radiografias?

3) ¿Se utiliza la radiacion para tratar enfermedades ? Explique con sus palabras.

Temas explicados de Fisico química - Union covalente

Enlace covalente

Te explicamos qué es un enlace covalente y algunas de sus características. Además, los tipos de enlace covalente y ejemplos.

El enlace covalente se forma entre átomos que no tienen una gran diferencia de electronegatividad.

¿Qué es un enlace covalente?

Se llama enlace covalente a un tipo de enlace químico que ocurre cuando dos átomos se enlazan para formar una molécula, compartiendo electrones pertenecientes a su capa de valencia o último nivel de energía, alcanzando gracias a ello el conocido “octeto estable”, conforme a la “regla del octeto ” propuesto por Gilbert Newton Lewis sobre la estabilidad electrónica de los átomos.

La “regla del octeto” plantea que los iones de los elementos químicos ubicados en la Tabla Periódica, tienden a completar sus últimos niveles de energía con 8 electrones, y esta configuración electrónica les confiere una gran estabilidad, que es muy similar a la de los gases nobles.

Los átomos enlazados por enlaces covalentes comparten uno o más pares de electrones de su último nivel de energía. Se denomina orbital molecular a la región del espacio donde está ubicada la densidad electrónica en la molécula.

Esta densidad electrónica se puede definir y calcular utilizando ecuaciones matemáticas muy complejas que describen el comportamiento de los electrones en las moléculas. Por otro lado, también existen los orbitales atómicos, que se definen como la región del espacio que representa la probabilidad de encontrar un electrón alrededor del núcleo atómico. Así, cuando se combinan varios orbitales atómicos, se generan orbitales moleculares.

Los enlaces covalentes se forman por compartimiento de electrones entre los átomos que se enlazan, y se diferencian de los enlaces iónicos en que en estos últimos ocurre una transferencia de electrones entre los átomos involucrados en el enlace iónico (no se comparten electrones).

Para que se forme un enlace iónico, un átomo transfiere uno o varios electrones a otro átomo, y el enlace se forma por interacción electrostática entre ambos átomos que quedan cargados eléctricamente, pues al ocurrir la transferencia de electrones un átomo (el que cedió electrones) quedó con carga positiva (catión) y el otro átomo (el que aceptó electrones) quedó con carga negativa (anión).

Por otra parte, el enlace covalente se forma entre átomos que no tienen una gran diferencia de electronegatividad. Este enlace se puede formar entre átomos no metálicos, o entre átomos metálicos y el hidrógeno. E enlace iónico se forma entre iones de átomos con una elevada diferencia de electronegatividad, y suele formarse entre iones de átomos de elementos metálicos e iones de átomos de elementos no metálicos.

Es importante aclarar que no existe un enlace absolutamente covalente, o un enlace absolutamente iónico. De hecho, muchas veces se suele considerar al enlace iónico como una “exageración” del enlace covalente.

Tipos de enlace covalente

En un enlace doble, los átomos enlazados aportan dos electrones de su último nivel de energía.

Existen los siguientes tipos de enlace covalente, a partir de la cantidad de electrones compartidos por los átomos enlazados:

• Simple. Los átomos enlazados comparten un par de electrones de su última capa electrónica (un electrón cada uno). Se representa por una línea en el compuesto molecular. Por ejemplo: H-H (Hidrógeno-Hidrógeno), H-Cl (Hidrógeno-Cloro).
• Doble. Los átomos enlazados aporta cada uno dos electrones de su última capa de energía, formando un enlace de dos pares de electrones. Se representa por dos líneas paralelas, una arriba y una abajo, similar al signo matemático de igualdad. Por ejemplo: O=O (Oxígeno-Oxígeno), O=C=O (Oxígeno-Carbono-Oxígeno).
• Triple. Este enlace se forma por tres pares de electrones, es decir, cada átomo aporta 3 electrones de su última capa de energía. Se representa por tres líneas paralelas, ubicadas una arriba, otra en el medio y la otra debajo. Por ejemplo: N≡N (Nitrógeno-Nitrógeno).
• Dativo. Un tipo de enlace covalente en que uno solo de los dos átomos enlazados aporta dos electrones y el otro, en cambio, ninguno. Se representa con una flecha en el compuesto molecular. Por ejemplo el ión amonio:
  

Por otro lado, conforme a la presencia o no de polaridad (propiedad de algunas moléculas de separar las cargas eléctricas en su estructura), se puede distinguir entre enlaces covalentes polares (que forman moléculas polares) y enlaces covalentes no polares (que forman moléculas no polares):

• Enlaces covalentes polares. Se enlazan átomos de distintos elementos y con diferencia de electronegatividad por encima de 0,5. Así, la molécula tendrá la densidad de carga negativa sobre el átomo más electronegativo, pues este átomo atrae con mayor fuerza los electrones del enlace, mientras que sobre el átomo menos electronegativo quedará una densidad de carga positiva. La separación de las densidades de carga genera dipolos electromagnéticos.
• Enlaces covalentes no polares. Se enlazan átomos de un mismo elemento, o de distintos elementos pero con similares electronegatividades, con una diferencia de electronegatividad menor que 0,4. La nube electrónica es atraída con igual intensidad por ambos núcleos y no se forma un dipolo molecular.

• Ejemplos de enlace covalente

  

El nitrógeno puro (N2) tiene un enlace triple.

Ejemplos sencillos de enlace covalente son los que se dan en las siguientes moléculas:

• Oxígeno puro (O2). O=O (un enlace doble)
• Hidrógeno puro (H2). H-H (un enlace simple)
• Dióxido de carbono (CO2). O=C=O (dos enlaces dobles)
• Agua (H2O). H-O-H (dos enlaces simples)
• Ácido clorhídrico (HCl). H-Cl (un enlace simple)
• Nitrógeno puro (N2). N≡N (un enlace triple)
• Ácido cianhídrico (HCN). H-C≡N (un enlace simple y uno triple)

 

Temas explicados de Fisico química - Estructura de Lewis

Estructura de Lewis

Estructura de Lewis, también llamadas diagramas de puntos, son representaciones gráficas que muestran los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir.

El diagrama de Lewis se puede usar tanto para representar moléculas formadas por la unión de sus átomos mediante enlace covalente como complejos de coordinación. La estructura de Lewis fue propuesta por Gilbert Lewis, quien lo introdujo por primera vez en 1916 en su artículo La molécula y el átomo.

Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece.

Moléculas

Las moléculas más simples tienen un átomo central que queda rodeado por el resto de átomos de la molécula. En las moléculas formadas por varios átomos de un elemento y uno sólo de otro elemento diferente, éste último es el átomo central. En los compuestos creados por átomos diferentes de diferentes elementos, el menos electronegativo es el átomo central, exceptuando el hidrógeno. Por ejemplo, en el dicloruro de tionilo ( SOCl₂), el átomo central es el azufre. Generalmente, en estas moléculas sencillas primero hay que unir cada átomo no central con el central mediante un enlace simple.

En algunos casos es difícil determinar el átomo central, en general cuando todos los átomos de los elementos del compuesto aparecen más de una vez en la molécula. En estas ocasiones, la determinación de cuáles átomos se encuentran unidos a cuáles átomos se debe realizar de algún otro modo, ya sea por prueba y error o mediante el conocimiento previo de estructuras que puedan resultar similares.

 

Electrones

El número total de electrones representados en un diagrama de Lewis es igual a la suma de los electrones de valencia de cada átomo. Los electrones que no se encuentran en la capa de valencia de un determinado átomo no se representan.

Cuando los electrones de valencia han sido determinados, deben ubicarse en la estructura. Ellos deben ser ubicados inicialmente como pares solitarios: un par de puntos por cada par de electrones disponible. Los pares solitarios se deben poner inicialmente en los átomos externos (con excepción del hidrógeno) hasta que cada átomo externo tiene ocho electrones en pares de vinculación y pares solitarios; los pares solitarios extra deben ser ubicados en el átomo central. Cuando hay dudas, los pares solitarios deben ser ubicados en los átomos más electronegativos primero.

Una vez que todos los pares solitarios han sido ubicados, los átomos, especialmente los centrales, pueden no tener un octeto de electrones. En ese caso, los átomos deben formar un enlace doble; un par solitario de electrones es movido para formar un segundo enlace entre los dos átomos. Así como el par del enlace es compartido entre los dos átomos, el átomo que originalmente tenía el par solitario sigue teniendo un octeto; y el otro átomo ahora tiene dos electrones más en su última capa.

Fuera de los compuestos orgánicos, solo una minoría de los compuestos tiene un octeto de electrones en su última capa. Octetos incompletos son comunes para los compuestos de los grupos 2 y 13 tales como el berilio, boro, y aluminio. Compuestos con más de ocho electrones en la representación de la estructura de Lewis de la última capa del átomo son llamados hipervalentes, y son comunes en los elementos de los grupos 15 al 18, tales como el fósforo, azufre,yodo y xenón.

Las estructuras de Lewis para iones poliatómicos deben ser dibujadas mediante el mismo método. Cuando se cuentan los electrones, los iones negativos deben tener electrones extra ubicados en sus estructuras de Lewis; los iones positivos deben tener menos electrones que una molécula neutra.

Cuando se escribe la estructura de Lewis de un ion, la estructura entera es ubicada entre corchetes, y la carga se escribe como un exponente en el rincón derecho superior, fuera de los corchetes.

Un método más simple ha sido propuesto para construir estructuras de Lewis eliminando la necesidad de contar los electrones: los átomos son dibujados mostrando los electrones de valencia, los enlaces son formados, entonces, formando parejas de electrones de valencia de los átomos involucrados en el proceso de crear enlaces, y aniones y cationes son formados añadiendo o removiendo electrones de los átomos apropiados.

La regla del octeto

Según la regla del octeto, los átomos son más estables cuando consiguen ocho electrones en la capa de valencia, sean pares solitarios o compartidos mediante enlace covalente. Considerando que cada enlace covalente simple aporta dos electrones a cada átomo de la unión, al dibujar un diagrama o estructura de Lewis, hay que evitar asignar más de ocho electrones a cada átomo,

Sin embargo, hay algunas excepciones. Por ejemplo, el hidrógeno tiene un sólo orbital en su capa de valencia, la cual puede aceptar como máximo dos electrones; por eso, solo puede compartir su orbital con sólo un átomo formando un sólo enlace. Por otra parte, los átomos no metálicos a partir del tercer período pueden formar "octetos expandidos"--es decir, pueden contener más que ocho orbitales en su capa de valencia, por lo general colocando los orbitales extra en subniveles.

Regla de los 18 electrones y de los 32 electrones

La regla de los 18 electrones se aplica para átomos a partir del cuarto período de la tabla periódica, los cuales pueden completar 18 electrones para llenar sus orbitales y conseguir una configuración de gas noble. De forma similar, a partir del sexto período los átomos pueden completar 32 electrones para llenar sus orbitales.

Carga Formal

En términos de las estructuras de Lewis, la carga formal es utilizada en la descripción, la comparación y el gravamen de las probables estructuras topológicas y de las estructuras de resonancia determinando la carga electrónica evidente de cada átomo dentro, basado sobre su covalencia exclusiva asumida de la estructura del punto del electrón o el enlace covalente no polar. Esto tiene usos determinando la posible re-configuración de los electrones cuando se refiere a los mecanismos de reacción, y generalmente resulta el mismo signo que la carga parcial de el átomo, con excepciones. En general, la carga formal de un átomo puede ser calculada usando la siguiente fórmula, las definiciones no estándar asumidas para el margen de beneficio utilizaron:

C_f = N_v - U_e - B_n , donde:

• C_f es la carga formal.
• N_v representa el número de electrones de valencia en un átomo libre del elemento.
• U_e representa el número de electrones no compartidos del átomo.
• B_n representa el número total de enlaces que el átomo tiene con otro átomo.

La carga formal del átomo es calculada como la diferencia entre el número de electrones de valencia que un átomo neutro podría tener y el número de electrones que pertenecen a el en la estructura de Lewis. Los electrones en los enlaces covalentes son divididos equitativamente entre los átomos involucrados en el enlace. El total de las cargas formales en un ion debe ser igual a la carga del ion, y el total de las cargas formales en una molécula neutra debe ser igual a cero.

Resonancia

Para algunas moléculas e iones, resulta difícil determinar cuáles pares solitarios deben ser movidos para formar enlaces dobles o triples. Este es, algunas veces, el caso cuando átomos múltiples del mismo tipo rodean el átomo central, y esto es especialmente común para átomos poliatómicos, es decir átomos no esreocentros.

Cuando esto ocurre, la estructura de Lewis para la molécula es una estructura de resonancia, y la molécula existe como un híbrido de resonancia. Cada una de las diferentes posibilidades es superpuesta en las otras, y se considera que la molécula posee una estructura de Lewis equivalente al promedio de estos estados.

El ion del nitrato (NO₃^-), por ejemplo, debe formar un enlace doble entre el nitrógeno y uno de los oxígenos para satisfacer la regla del octeto para el nitrógeno. Sin embargo, como la molécula es simétrica, no importa cual de los oxígenos forma el doble enlace. En este caso, existen tres estructuras de resonancia posibles. Para expresar la resonancia cuando se dibuja la estructura de Lewis, debe hacerse o dibujando cada una de las formas de resonancia posibles y ubicando las flechas doble dirigidas entre ellos o bien usando líneas discontinuas para representar los enlaces parciales.

Cuando se comparan las estructuras de resonancia para la misma molécula, usualmente aquellas con la menor carga formal contribuyen más al híbrido total de la resonancia. Cuando las cargas formales son necesarias, las estructuras de resonancia que tienen cargas negativas en los elementos más electronegativos y cargas positivas en los elementos menos electronegativos son favorecidas.

Hibridación de la resonancia

En las estructuras de resonancia de Lewis, la estructura se escribe tal que aparece que la molécula puede cambiar entre las formas múltiples. Sin embargo, la molécula en sí existe como un híbridacion de iguales formas

En el caso del ion de nitrato, existen dos enlaces simples y un enlace doble en cada forma de resonancia. Cuando se examina el ion de nitrato, sin embargo, cada enlace aparece como si tuviera un orden de enlace de 1.333 - es decir, cada uno tiene características como si fuera compuesta de enlaces de un y una mitad. La longitud y la energía del enlace de cada uno está en algún lugar entre un enlace simple y un enlace doble.

La estructura de resonancia no debe ser interpretada para indicar las formas para cambiar de la molécula, sino que la molécula actúa con el promedio de las formas múltiples.

Ejemplo : Estructura de Lewis para el ion de nitrito

La fórmula del ion de nitrito es NO₂^-

• Paso uno: Escoger el átomo central. Existe sólo un átomo de nitrógeno, y es el átomo con menos electronegatividad, por lo que es el átomo central por criterios múltiples.
• Paso dos: Contar los electrones de valencia. El nitrógeno posee 5 electrones de valencia; cada oxígeno posee 6, para un total de (6 x 2) + 5 = 17. El ion posee una carga de -1, lo que nos indica un electrón extra, por lo que el número total de electrones es de 18.
• Paso tres: Ubicar los pares iónicos. Cada oxígeno debe ser enlazado al nitrógeno, que usa cuatro electrones - dos en cada enlace. Los 14 electrones restantes deben ser ubicados inicialmente como 7 pares solitarios. Cada oxígeno debe tomar un máximo de 3 pares solitarios, dándole a cada oxígeno 8 electrones, incluyendo el par del enlace. El séptimo par solitario debe ser ubicado en el átomo de nitrógeno.
• Paso cuatro: Cumplir la regla del octeto. Ambos átomos de oxígeno poseen 8 electrones asignados a ellos. El átomo de nitrógeno posee sólo 6 electrones asignados. Uno de los pares solitarios del oxígeno deben formar un doble enlace, y ambos átomos funcionarán haciendo el enlace. Por lo tanto, debemos tener una estructura de resonancia.
• Paso cinco: Dibujar la estructura. Las dos estructuras de Lewis deben ser dibujadas con cada átomo de oxígeno doble-enlazado con el átomo de nitrógeno. El segundo átomo de oxígeno en cada estructura estará enlazado de manera simple con el átomo de nitrógeno. Ponga los corchetes al rededor de cada estructura, y escriba la carga ( ^- ) en el rincón superior derecho afuera de los corchetes. Dibuja una flecha doble entre las dos formas de resonancia.

Formatos Alternativos

     

Las estructuras químicas pueden ser escritas de formas más compactas, particularmente cuando se está mostrando moléculas orgánicas. En fórmulas estructurales condensadas, muchas o incluso todas los enlaces covalentes pueden ser dejados afuera, con los subíndices indicando el número de los grupos idénticos asociados a un átomo determinado. Otra forma simple de diagrama estructural es la fórmula esquelética (también conocida como la fórmula de la linea de enlace o el diagrama esquelético del carbón). En fórmulas esqueléticas, los átomos de carbón no se escriben con la letra C sino que son los vértices de las líneas. Los átomos de hidrógeno enlazados al carbon no se muestran - pueden ser inferidos contando el numero de enlaces de un átomo particular de carbón - se asume que cada carbón posee cuatro enlaces, por lo que todos los enlaces que no se muestran son, por lo tanto, hacia átomos de hidrógeno.

Otros diagramas pueden ser más complejos que las estructuras de Lewis, mostrando enlaces en 3D usando varias formas como diagramas que llenan el espacio.

Videos explicacion estructura de Lewis:

La estructura de Lewis es una forma de mostrar los electrones de la capa exterior de un átomo. Esta representación consiste en colocar el símbolo del elemento de la tabla periódica, y marcar a su alrededor puntos o asteriscos para indicar los electrones externos que tienen.

En 1916, el químico Gilbert Newton Lewis ideó este modelo para explicar cómo los átomos podían formar los enlaces químicos a través de los electrones de valencia.

Los electrones de un átomo que pueden compartirse o transferirse a otro átomo se les conoce como electrones de valencia. Estos se encuentran en el último nivel de energía o capa de valencia y son los encargados de formar los enlaces químicos.

Regla del octeto: ¿por qué es esencial para la estructura de Lewis?

Un hecho interesante es que los gases nobles (excepto el Helio) tienen 8 electrones en su capa externa. Lewis reconoció que los gases nobles son muy estables y no forman compuestos.

Basado en esto, Lewis formuló la regla del octeto. Esta regla dice que un átomo es más estable cuando su configuración electrónica, es decir, la distribución de sus electrones, se parece al del gas noble. Esto significa que cuando un átomo tiene 8 (octeto) electrones en su capa de valencia exterior está mejor consolidado.

Gracias a la regla del octeto, Lewis fue capaz de establecer que los átomos reaccionan entre sí para formar las moléculas y de esta manera rodearse con ocho electrones. Por ejemplo, el átomo de cloro tiene 7 electrones. Pero cuando dos átomos de cloro se unen, cada uno puede tener 8 electrones en su capa externa, como se muestra en la imagen:

Reglas de la estructura de Lewis para las moléculas

Una molécula es el resultado de la combinación de dos o más átomos que comparten electrones entre sí. Para la representación de la estructura de Lewis de una molécula se siguen las siguientes reglas:

1. Los átomos se muestran por sus símbolos químicos, por ejemplo, el cloro es Cl, el hidrógeno es H.
2. Los enlaces covalentes se dibujan como líneas conectando los átomos participantes. Por ejemplo, un enlace simple es una línea, un doble enlace son dos líneas paralelas y un enlace triple son tres líneas paralelas.
3. Los electrones solitarios, es decir, los que no se comparten con otros átomos, se marcan como puntos.
4. El hidrógeno llena su capa de valencia con solo dos electrones.

Por ejemplo, la estructura de Lewis del ácido clorhídrico HCl es:

Ejemplos de estructuras de Lewis de las moléculas

El agua H₂O está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno:

El dióxido de carbono CO₂ está formado por un átomo de carbono C y dos átomos de oxígeno:

El nitrógeno molecular está formado por dos átomos de nitrógeno:

Diagramas de Lewis de los átomos más relevantes

1 electrón	Hidrógeno	Litio	Sodio	Potasio
2 electrones	Berilio	Magnesio	Calcio	Plata
3 electrones	Boro	Aluminio	Galio	Indio
4 electrones	Carbono	Silicio	Germanio	Plomo
5 electrones	Nitrógeno	Fósforo	Arsénico	Antimonio
6 electrones	Oxígeno	Azufre	Selenio	Telurio
7 electrones	Flúor	Cloro	Bromo	Yodo