Estaba revisando la estructura del ácido nítrico en Wikipedia, sin embargo no lograba comprender por qué se veía así, ya que parecía contradecir la siguiente afirmación:
Una estructura de Lewis con cargas formales pequeñas o nulas se prefiere sobre una estructura de Lewis con cargas formales grandes.
Si lo dibujamos como en la imagen de la derecha, eliminamos las cargas formales y se dice que la estructura es más "estable". ¿Por qué este concepto no funciona en este caso?
El nitrógeno está en la segunda fila sin orbital $d$ en la capa de valencia. Obedece la regla del octeto y no puede tener más de 8 electrones.
Hay excepciones a la regla del octeto. Tener menos de 8 electrones es menos preferible pero aún posible, y se ve comúnmente en radicales libres y cationes. Por otro lado, tener más de 8 electrones es extremadamente desfavorable para los átomos del segundo período. Tales estructuras electrónicas se pueden encontrar en especies extremadamente inestables o estados excitados, como el radical CH5.
Como comparación, los átomos de la primera capa obedecen la regla del dueto mientras que los átomos en la 3ª capa en adelante pueden obedecer la regla de los 18 electrones, la regla de los 12 electrones o la regla de los 8 electrones. Sin embargo, la regla de los 18 electrones y la regla de los 12 electrones son mucho menos estrictas que la regla de los 8 electrones y las violaciones son comunes.
Según la teoría del enlace de valencia, la estructura electrónica de una molécula es una combinación de todas las posibles estructuras de resonancia que se pueden escribir, incluyendo estructuras con todos los posibles cargas formales y extrañas cantidades de electrones. Sin embargo, sus contribuciones no son iguales, algunas son más favorables que otras.
Para el HNO3, para satisfacer la regla del octeto, el átomo de nitrógeno formaría 1 enlace doble y 2 enlaces simples. Basándonos solo en la regla del octeto, hay 3 posibles estructuras de resonancia favorables.
Sin embargo, las dos primeras estructuras de resonancia son significativamente más favorables que la tercera, porque tienen menor cantidad de cargas formales. Como resultado, usualmente solo escribimos las dos estructuras dominantes. El enlace entre OH y N es cercano a un enlace simple normal. Los otros dos enlaces N-O tienen un orden de enlace cercano a 1,5.
También es común escribir una mezcla de estructuras de resonancia como la forma híbrida
Ten en cuenta que esta representación no es una única estructura de Lewis, pero es una forma conveniente de representar muchas estructuras de resonancia en la misma figura. No proporciona información sobre el orden exacto de los enlaces o las cargas formales en átomos individuales. Las líneas punteadas indican que en algunas estructuras ese enlace es un enlace simple y en otras un enlace doble, y el orden está en algún punto entre 1 y 2.
¡Bueno! aquí hay una respuesta rápida corta..!!
Estaba bastante seguro de que la estructura de Lewis de $\ce{HNO3}$ sería la que tiene carga formal 0 y luego encontré esto. Aunque este enlace solo muestra cómo calcular la carga formal en $\ce{HNO3}$ pero da una pequeña pista.
En segundo lugar, se me ocurrió que si te enfocas en la resonancia, habrá carácter de doble enlace en ambas uniones entre N y O.
Históricamente, no había nada malo con estructuras como la que dibujaste a la derecha. Iwan Ostromisslensky no tuvo problemas dibujando 4-cloro-1,2-dinitrobenceno con un nitrógeno pentavalente en 1908.[1] (Sí, un grupo nitro no es nitrato o ácido nítrico, pero después de algún tiempo de búsqueda simplemente tomé lo que encontré para probar mi punto.)
Staudinger y Meyer dibujaron dimetilanilinoxido de manera similar en 1919:[2]
No pude encontrar el momento en que cambiaron las preferencias, así que lo dejé. Debe haber sido en algún momento en el que la química cuántica de los orbitales se estaba entendiendo mejor y mejor, y se dio cuenta de que solo hay cuatro orbitales a los que el nitrógeno tiene acceso para enlazarse (2s y tres 2p). Por lo tanto, la gente describió estructuras con el nitrógeno en el centro con solo cuatro enlaces, reflejando mejor la realidad.
Para elementos de periodos más altos, especialmente azufre y fósforo, muchas personas siguen eligiendo dibujar demasiados enlaces en lugar de escribir estructuras con cargas separadas. Esto a menudo se explica con la 'participación de orbitales d' — pero desde un punto de vista práctico, el orbital 3d tiene una energía muy similar a la 4s, sin embargo, nadie sugiere la participación del 4s. Todas las estructuras de 'octeto expandido' se pueden dibujar de una manera que se ajuste a la regla del octeto, por lo que tal vez sea solo cuestión de tiempo antes de que los enlaces $\ce{P=O}$ en el fosfato desaparezcan.
En cuanto a las reglas para determinar la probabilidad de las estructuras de Lewis, este es un mejor conjunto:
Se prefieren las estructuras de Lewis en las que todos los átomos tienen un octeto (dúplete para el hidrógeno).
Si no se puede cumplir con 1., se prefieren las estructuras de Lewis que tengan la menor cantidad de elementos con estructuras sub-octeto.
Si 1. o 2. generan un conjunto de estructuras posibles, elige una que tenga un número mínimo de cargas formales.
Si 3. deja un conjunto de estructuras posibles, elige una en la que las cargas formales estén distribuidas según la electronegatividad (elementos electronegativos con cargas formales negativas).
Si 4. deja un conjunto de estructuras posibles, elige una en la que las cargas formales estén más cerca unas de otras.
Si tu estructura final tiene un octeto expandido en un elemento de algún grupo principal, comienza de nuevo en 1.
Referencias:
[1]: I. Ostromisslensky, J. Prakt. Chem. 1908, 78, 263. DOI: 10.1002/prac.19080780121.
[2]: H. Staudinger, J. Meyer, Helv. Chim. Acta 1919, 2, 608. DOI: 10.1002/hlca.19190020161.
Aunque puedas tener un octeto lleno, si el átomo central tiene una carga formal positiva, generalmente formamos enlaces dobles hasta que la carga formal se reduzca a 0 lo más cerca posible, ya que esa será la configuración más estable. Sin embargo, hay algunas excepciones.
Por favor, echa un vistazo al ion clorato. Para el clorato, esperarías dejar cuatro oxígenos enlazados por un solo enlace al cloro, sin embargo, nos queda una carga formal de +3 en el cloro y -1 en cada uno de los oxígenos. Por lo tanto, formamos enlaces dobles hasta que se elimine la carga formal y nos quedamos solo con una carga formal de -1 en el oxígeno enlazado individualmente.
editar: al observar tu pregunta, la estructura de la izquierda es la preferida aunque la de la derecha tiene una carga formal menor.
Quizás Wikipedia tenga la estructura incorrecta para la página del ácido nítrico. Parece que todos los átomos de oxígeno están enlazados individualmente en la figura en la parte superior derecha.
https://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_n%C3%ADtrico
Buscando imágenes, Wikipedia sí tiene las estructuras de resonancia correctas con el oxígeno doblemente enlazado, sin embargo, hay solo un enlace doble, contrario a lo que esperamos que sean dos enlaces dobles.
https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Nitric-acid-resonance-A.png
Tres átomos de oxígeno están unidos a un átomo de nitrógeno. El oxígeno, siendo más electronegativo, atrae con más fuerza el par de electrones. Uno de los átomos de oxígeno se une a un átomo de hidrógeno y comparte un electrón con el nitrógeno para completar su octeto, y el átomo de oxígeno restante comparte otro electrón con el átomo de nitrógeno. De esta manera, los pares de electrones se donan parcialmente y se forma un enlace covalente de coordenadas o enlace dativo.
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