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La estructura de Lewis del monóxido de carbono es C≡O, un triple enlace (un enlace σ y dos enlaces π) con un par solitario en cada átomo; la molécula es lineal, el carbono tiene hibridación sp, el eje C≡O es 180° y, aunque formalmente está separado de cargas en la mejor forma de resonancia, el CO tiene solo un pequeño dipolo y se describe mejor como solo débilmente polar.
Figura 1: Estructura de Lewis de monóxido de carbono (CO)
| Fórmula química | CO |
| Número CAS | 630-08-0 |
| Total de electrones de valencia | 10 |
| Estructura de Lewis | C≡O con un par solitario en cada átomo |
| Geometría electrónica | Lineal |
| Geometría molecular | Lineal (diatómico) |
| Modelo de hibridación | sp (ambos átomos) |
| Ángulo de enlace C≡O | 180° |
| Polaridad | Débilmente polar (pequeño dipolo) |
El monóxido de carbono es una sustancia diatómica engañosamente simple que es fundamental para la reducción industrial y la química C1. Su uso predominante es como agente reductor en metalurgia: en altos hornos y procesos de reducción directa, el CO reduce los óxidos metálicos (especialmente el mineral de hierro) a los metales correspondientes.
El CO también es un componente clave de syngas (con H2), que se convierte catalíticamente en metanol, en hidrocarburos mediante Fischer-Tropsch y en ácido acético y oxigenados relacionados mediante carbonilación. Sirve como gas combustible, intermediario químico para fosgeno e isocianatos (bajo estricto control) y ligando en química organometálica debido a su fuerte carácter de aceptor π.
Contando los electrones de valencia del CO: el carbono está en el grupo 14 y aporta 4 electrones de valencia; el oxígeno está en el grupo 16 y aporta 6 electrones de valencia.
Electrones de valencia totales = 4 de C + 6 de O = 10 electrones.
Un enlace simple C-O utiliza 2 electrones, dejando 8. Colocar tres pares solitarios en cada átomo deja al carbono con solo 2 electrones de enlace (sin octeto). Para satisfacer ambos octetos, el orden de los enlaces debe aumentar.
La mejor representación de Lewis es un triple enlace C≡O con un par solitario restante en cada átomo. El triple enlace utiliza 6 electrones, dejando 4 electrones como un par solitario en el carbono y uno en el oxígeno. En la forma de resonancia dominante, el carbono lleva una carga formal negativa y el oxígeno una carga formal positiva (:C≡O:), lo contrario de la expectativa de electronegatividad.
El CO es diatómico, por lo que su geometría es trivialmente lineal: dos átomos definen una línea recta y el eje del enlace es 180°. No existen complicaciones de par solitario versus ángulo de enlace como en las moléculas triatómicas.
Desde el punto de vista de VSEPR, cada átomo tiene un dominio de enlace más un par solitario; el eje de unión es lineal por definición. La interesante historia estructural del CO no es el ángulo sino el triple enlace y su distribución de electrones.
Para una molécula diatómica hay un eje de enlace único; los pares solitarios de C y O se encuentran a lo largo de ese eje en lados opuestos del enlace. La repulsión entre los pares solitarios y el par enlazante simplemente refuerza la disposición lineal.
Tanto el carbono como el oxígeno en el CO se describen como sp-hibridado. Un híbrido sp en cada átomo forma el componente σ del triple enlace; los dos orbitales p restantes de cada átomo forman los dos componentes π perpendiculares. El segundo híbrido sp de cada átomo contiene el par solitario.
Esta imagen sp produce naturalmente una molécula lineal con un triple enlace corto y fuerte (el enlace estable más fuerte entre dos átomos).
Carga formal = valencia − no enlazante − ½ × enlazante. Carbono en :C≡O:: 4 − 2 − ½×6 = −1. Oxígeno: 6 − 2 − ½×6 = +1. Por lo tanto, la forma de resonancia dominante es :C≡O:+ con una carga negativa en el carbono, un resultado contrario a la intuición pero respaldado experimentalmente.
El monóxido de carbono es solo débilmente polar. El enlace C≡O es polar, pero la forma de Lewis dominante :C≡O: coloca una carga formal negativa en el carbono y positiva en el oxígeno, por lo que las contribuciones electrostática y del enlace-dipolo se oponen parcialmente entre sí.
El dipolo molecular resultante es pequeño (aproximadamente 0,11 D) y apunta desde el oxígeno hacia el carbono, la dirección opuesta a lo que predeciría la electronegatividad simple. Para la mayoría de los propósitos prácticos, el CO se trata como efectivamente apolar, aunque se une fuertemente a los centros metálicos a través de su par solitario de carbono.
"La CO es la clásica excepción que confirma la regla. Su dipolo es pequeño y apunta en la dirección "incorrecta" porque la estructura de Lewis dominante: C≡O: pone la carga negativa en el carbono. La química de la molécula (su fuerte unión a los metales a través del carbono) se deriva directamente de esa distribución de electrones".
Interpretación consistente con la teoría MO y las descripciones de química de coordinación de monóxido de carbono.Esta polaridad inusual y el par solitario de carbono hacen del CO un excelente ligando aceptor π en la química organometálica (carbonilos metálicos), mientras que su poder reductor impulsa procesos metalúrgicos y de gas de síntesis. El mismo triple enlace que hace que el CO sea reactivo también lo convierte en una toxina potente y peligrosa al unirse a la hemoglobina.
| Especies | Fórmula | Orden de bonos | Dominios de electrones | Geometría | Polaridad |
|---|---|---|---|---|---|
| monóxido de carbono | CO | 3 (triple) | 2 por átomo | Lineal | Débilmente polar |
| Dióxido de carbono | CO2 | 2 (cada C=O) | 2 (centro C) | Lineal | Apolar |
| Nitrógeno | N2 | 3 (triple) | 2 por átomo | Lineal | Apolar |
| óxido nítrico | NO | 2,5 | 2 por átomo | Lineal | Polar |
| Monóxido de dinitrógeno | N2O | mezclado | 2 (central) | Lineal | Polar |
:C≡O: con un par solitario en cada átomo. Un enlace triple satisface ambos octetos y proporciona cargas formales de −1 en C y +1 en O.
CO es solo débilmente polar. El dipolo es pequeño (~0,11 D) y apunta O→C porque la forma dominante :C≡O: pone carga negativa en el carbono.
Tanto C como O tienen hibridación sp. Un sp forma el enlace σ, dos orbitales p forman los dos enlaces π y el segundo sp contiene el par solitario.
10 electrones de valencia. Cuatro del carbono más seis del oxígeno.
El número CAS es 630-08-0. PubChem (CID 281) y NIST lo identifica con CO.
Alcance técnico: Las estructuras de Lewis, VSEPR y la hibridación son descripciones basadas en modelos para la comunicación química; El enlace real en CO se describe mejor mediante orbitales moleculares (donación σ + donación inversa π). CAS 630-08-0 identifica la sustancia. El CO es altamente tóxico y debe manipularse en condiciones controladas de seguridad del gas.
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