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La estructura de Lewis del dióxido de arsénico es un doble enlace As-O y un enlace simple As-O; el As central tiene dominios de electrones 3 (1 par solitario), dando una disposición de dominio de electrones plana trigonal y una geometría molecular angular con un ángulo de enlace ≈119°. As se describe mejor como sp2-hibridado, y dióxido de arsénico es polar porque la forma angular (y/o los átomos terminales desiguales) evita la cancelación de los dipolos de enlace.
Figura 1: Estructura de Lewis de dióxido de arsénico (As2O4)
| Fórmula química | As2O4 |
| Número CAS | 12255-12-6 |
| Total de electrones de valencia | 34 |
| Estructura de Lewis | Doble enlace As-O y enlace simple As-O |
| Geometría electrónica | trigonal plana |
| Geometría molecular | angular |
| Modelo de hibridación | sp2 (as centrales) |
| Ángulo de enlace | ≈119° |
| Polaridad | Molécula polar |
El óxido de As dióxido de arsénico es un intermedio industrial clave. Los óxidos no metálicos como SO3 y P4O10 son anhídridos ácidos para la fabricación de ácido sulfúrico y fosfórico, mientras que los óxidos metálicos/semimetálicos son cerámicos, refractarios, catalizadores y precursores de pigmentos.
Para dibujar la estructura dióxido de arsénico de Lewis, primero contamos el total de electrones de valencia. As2O4 contiene 2×5 (As) + 4×6 (O); la carga neta de 0 da un total de 34 electrones de valencia para colocar.
El átomo central es As. Es el átomo menos electronegativo capaz de formar enlaces múltiples y está rodeado por los átomos terminales más electronegativos; El hidrógeno, cuando está presente, siempre ocupa una posición terminal. Las consideraciones de electronegatividad sitúan la densidad electrónica hacia los átomos terminales.
Electrones de valencia totales = 2×5 (As) + 4×6 (O) = 34 electrones.
Coloque As en el centro y conecte cada átomo circundante con un enlace simple, complete los octetos en los átomos terminales y coloque los electrones restantes en el átomo central. La distribución de electrones resultante es: Doble enlace As–O y enlace sencillo As–O; un par solitario en As.
Por lo tanto, contar los electrones enlazantes y no enlazantes alrededor de As satisface el requisito de octeto/octeto expandido para la estructura dibujada.
Esta especie está mejor representada por estructuras de resonancia; el enlace π está deslocalizado sobre los átomos terminales equivalentes, por lo que todos los enlaces As-terminales son equivalentes en el híbrido de resonancia.
La teoría VSEPR establece que los dominios de electrones 3 alrededor de As se organizan para minimizar la repulsión mutua, dando una geometría de dominio de electrones planartrigonal.
Debido a que 1 de estos dominios son pares solitarios (y los pares solitarios se repelen más fuertemente que los pares enlazantes), la geometría molecular observada es angular; el ángulo de enlace As se establece en ≈119° en lugar del valor ideal para la geometría del dominio electrónico.
Una aproximación VSEPR útil es: repulsión de par solitario-par solitario > repulsión de par solitario-par enlazante > repulsión de par enlazante-par enlazante. Con 1 pares solitarios en As, los dominios de pares solitarios ocupan posiciones que minimizan la repulsión general al tiempo que acercan los dominios de enlace (y por lo tanto los átomos enlazados).
En el modelo convencional de enlace localizado, As utiliza sp2 orbitales híbridos para formar las direcciones equivalentes 3 del dominio electrónico (2 enlace + 1 par solitario).
Carga formal en As central = V − N − ½B = 5 − 2 − ½×6 = 0. La estructura de Lewis preferida lleva carga formal cero en el átomo central (y en los terminales), por lo que es el contribuyente dominante.
El dióxido de arsénico es polar. La forma curvada evita la cancelación de los dipolos de enlace. Los dipolos de enlace no se cancelan, dejando un dipolo molecular neto, que influye fuertemente en el comportamiento de solvatación y las interacciones intermoleculares.
El hecho estructural decisivo no es simplemente que los enlaces individuales sean polares; se trata de si la simetría molecular permite que su suma vectorial desaparezca. En dióxido de arsénico la disposición angular evita la cancelación, por lo que permanece un dipolo permanente.
Interpretación consistente con referencias estándar VSEPR/geometría molecular.Este perfil de polaridad sustenta su comportamiento como disolvente, reactivo o intermediario de proceso; al realizar el abastecimiento, especifique el grado y la compatibilidad del contenedor.
| Especies | Fórmula | Átomo central | Dominios de electrones | Geometría molecular | Polaridad |
|---|---|---|---|---|---|
| Dióxido de arsénico | As2O4 | As | 3 | angular | Polar |
| trifluoruro de arsénico | AsF3 | As | 4 | piramidal trigonal | Polar |
El dióxido de arsénico es polar. Su geometría angular (y/o sus átomos terminales desiguales) evita que los dipolos de enlace se cancelen.
Doble enlace As–O y enlace simple As–O; un par solitario en As. Utiliza todos los 34 electrones de valencia y la estructura preferida lleva carga formal cero en el átomo central.
El ángulo As es aproximadamente ≈119°. La repulsión de par solitario comprime el ángulo desde el valor trigonal plana ideal.
El modelo convencional es sp2. dióxido de arsénico tiene 3 dominios de electrones alrededor del As central.
El número CAS es 12255-12-6. PubChem (CID 154733448) y NIST lo identifica con As2O4; Úselo para localizar proveedores y registros de bases de datos.
Alcance técnico: Las estructuras de Lewis, VSEPR y la hibridación son descripciones basadas en modelos para la comunicación química y la predicción de estructuras; La estructura electrónica molecular real se representa con mayor precisión mediante métodos de orbitales moleculares y de química cuántica. Los grados comerciales varían sustancialmente según el proveedor y el uso previsto; CAS 12255-12-6 identifica la sustancia, no una especificación de pureza universal.
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