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Carga formal y estructura de Lewis

Los químicos lograron comprender cómo se forman las moléculas tras el desarrollo de la tabla periódica y el concepto de “configuración electrónica”. Lewis contribuyó con estos avances gracias a un sistema de puntos para representar electrones de valencia de un átomo, ion o molécula; la distribución de estos se conoce por su carga formal.

De acuerdo a Gilbert Lewis, los átomos se combinan entre ellos para obtener la configuración electrónica más estable, la cual es igual al del gas noble más cercano.

Gilbert lewis y su aporte a la química

Gilbert Newton Lewis fue un químico estadounidense que realizó significativos aportes en el estudio de los enlaces químicos. Según Lewis, los átomos se combinan para alcanzar una configuración electrónica más estable; y la estabilidad máxima se alcanza cuando el átomo es isoelectrónico con un gas noble.

Átomos isoelectrónicos

Dos átomos o iones son isoelectrónicos si tienen el mismo número de electrones, y por lo tanto, la misma configuración electrónica. Por ejemplo:

El catión K⁺ es isoelectrónico con el átomo de Ar porque:

K⁺ → 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

Ar → 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

El anión F⁻ es isoelectrónico con el átomo de Ne porque:

F⁻ → 1s² 2s² 2p⁶

Ne → 1s² 2s² 2p⁶

Símbolos de puntos de Lewis

Un símbolo de puntos de Lewis contiene el símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia del átomo de un elemento. Los electrones de valencia son los más externos en un átomo y los que se utilizan en los enlaces químicos.

– Ejemplos:

Nombre del elemento	Configuración electrónica	Electrones de valencia	Puntos de Lewis
Calcio	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²	2
Nitrógeno	1s² 2s² 2p³	5
Cloro	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵	7

En la configuración electrónica de cada elemento se resaltan las capas de electrones más externas o capa de valencia.

Símbolos de puntos de Lewis de los elementos representativos y los gases nobles.

Observa que, a excepción del helio, la cantidad de electrones de valencia de cada átomo es igual al grupo en el que se encuentra el elemento en la tabla periódica.

Escritura de las estructuras de Lewis

La estructura de Lewis es una forma de representar un enlace covalente, en el que el par de electrones compartidos se muestran con líneas o como pares de puntos entre dos átomos. Los pares libres no compartidos se dibujan como pares de puntos en los átomos individuales.

¿Sabías qué?

Gilbert Lewis propuso la regla del octeto, la cual afirma que un átomo, excepto el hidrógeno y el helio, tiende a formar enlaces hasta rodearse de ocho electrones de valencia.

Los pasos para escribir la estructura de Lewis de una molécula como NF₃ son los siguientes:

1. Escribe el esqueleto de la estructura.

Por lo general, el átomo menos electronegativo ocupa la posición central mientras que los átomos de H y F suelen estar en las posiciones terminales.

2. Cuenta el número total de electrones de valencia.

La molécula NF₃ tiene un átomo de N y tres átomos de F. Así que debemos determinar los electrones de valencia de cada átomo y luego sumarlos.

N → 1s² 2s² 2p³ → 5 electrones de valencia.

F → 1s² 2s² 2p⁵ → 7 electrones de valencia.

Como solo hay un átomo de N, los electrones de valencia para N son 5 (1 × 5 = 5); en cambio, hay tres átomos de F, así que multiplicamos la cantidad de átomos de F por sus electrones de valencia, lo que da como resultado 21 electrones de valencia (3 × 7 = 21 ) para F. Luego sumamos:

Electrones de NF₃ = 5 + 21 = 26

3. Dibuja los enlaces covalentes.

Al principio coloca enlaces sencillos entre el átomo central y cada átomo terminal. Completa el octeto de cada átomo con puntos de Lewis. El número total de electrones (tanto en los pares enlazados como los pares libres) debe ser igual a los calculados anteriormente: 26.

4. Comprueba la regla del octeto.

Cada átomo de F tiene un par de electrones compartidos (una línea) y 3 pares de electrones libres no compartidos (6 puntos). Cada átomo de F cumple con la regla del octeto porque tienen 8 electrones alrededor.	El átomo de N tiene 3 pares de electrones compartidos (3 líneas) y un par de electrones libres no compartidos (2 puntos). El átomo de N cumple con la regla del octeto porque tiene 8 electrones alrededor.

Si contamos la cantidad de electrones compartidos (representados con líneas) y no compartidos (representados con puntos) en toda la molécula el resultado debe ser 26. Observa:

Electrones de NF₃ = 6 electrones compartidos + 20 electrones no compartidos = 26

Estructura de Lewis del ion carbonato (CO₃)²⁻

1. Dibujamos la estructura básica o esqueleto. Como el carbono es el átomo menos electronegativo va en el centro.

2. Calculamos la cantidad total de electrones de valencia de la forma que se muestra a continuación:

C → 1s² 2s² 2p² → 4 electrones de valencia.

O → 1s² 2s² 2p⁴→ 6 electrones de valencia.

Hay un átomo de C y 3 átomos de O, además, todo el ion tiene 2 cargas negativas, por lo tanto debemos sumar 2 electrones al total:

Electrones de (CO₃)²⁻ = (1 × 4) + (3 × 6) + 2 = 4 + 18 + 2 = 24

3. Dibujamos un enlace covalente sencillo entre el átomo de C y cada átomo de O. Esta estructura muestra los 24 electrones. Sin embargo, la regla del octeto se cumple solo en los oxígenos y no en el átomo de carbono.

Entonces movemos un par de electrones libres de uno de los átomos de O para formar un enlace doble con C. También debemos señalar las 2 cargas negativas del ion, para eso colocamos toda la estructura entre corchetes y colocamos las cargas como superíndice.

4. Verificamos que se cumpla la regla del octeto en los átomos.

Cada átomo de O cumple con la regla del octeto porque está rodeado de 8 electrones. 2 átomos de O tienen un par de electrones compartidos y 3 pares de electrones libres. Un átomo de O tiene 2 pares de electrones compartidos y 2 pares libres.	El átomo de C cumple con la regla del octeto porque está rodeado de 8 electrones: un enlace doble (4 electrones compartidos) y 2 enlaces simples, en los que se comparte 2 electrones en cada uno.

carga formal

Una vez que hemos determinado el número total de electrones de valencia para una estructura de Lewis no es posible saber de qué átomo proceden los electrones de esta estructura. No obstante, después de tener una estructura de Lewis aceptable es posible establecer de dónde proceden los electrones si evaluamos la carga formal.

La carga formal es la diferencia de carga eléctrica que existe entre los electrones de valencia de un átomo aislado y el número de electrones asignados a ese mismo átomo en una estructura de Lewis.

Carga formal del ozono O₃

La configuración electrónica del átomo de O es 1s² 2s² 2p⁴; por lo tanto, cada átomo tiene 6 electrones de valencia y la molécula debe tener 18 electrones totales (3 × 6 = 18). La estructura básica del ozono (O₃) con enlaces simples es esta:

Aunque la estructura de Lewis anterior cuenta con los 18 electrones, la regla del octeto no se cumple para el átomo de O central; así que tenemo que convertir un par de electrones libres en un segundo enlace compartido.

Ahora podemos calcular la carga formal a los átomos, para esto restamos la cantidad de electrones asignados a cada átomo a la cantidad de electrones de valencia.

Las líneas rojas representan la ruptura de los enlaces. Al hacer esto solo consideramos la mitad de los electrones por cada enlace covalente.

Las cargas formales de todos los átomos de O₃ se expresan de la siguiente forma:

La molécula de O₃ es neutra porque +1 −1 = 0.

Reglas para escribir las cargas formales

La suma de las cargas formales de una molécula debe ser cero porque son especies neutras.
La suma de las cargas formales de un catión debe ser igual a la carga positiva.
La suma de las cargas formales de un anión debe ser igual a la carga negativa.

Carga formal del ion carbonato (CO₃)²⁻

La estructura de Lewis de este ion fue descrita anteriormente. Para determinar la carga formal de cada átomo tenemos que romper los enlaces:

Luego realizamos la resta entre los electrones asignados y los de valencia:

Escribimos la estructura de Lewis con las cargas formales:

Nota que la suma de las cargas formales es −2, que es igual a la carga del ion carbonato.

Desarrollo histórico de la química

La química es una ciencia que estudia la materia y los cambios que ocurren en ella. Aunque su origen es antiguo, se la considera una ciencia moderna, activa y en evolución. Su desarrollo histórico ha estado asociado al descubrimiento, manejo y transformación de los recursos naturales que el hombre disponía.

raíces prehistóricas

Desde su inicio, el ser humano aprendió a modificar los materiales de la naturaleza, lo que constituye el principio de la química. El descubrimiento del fuego fue, sin lugar a dudas, el más importante de la época; gracias a este el hombre primitivo logró cocinar sus alimentos, mantenerse caliente, elaborar moldes de arcilla y modelar algunos metales como el cobre y el estaño.

Con el descubrimiento del fuego, nuestros ancestros hicieron un importante progreso en la transformación de materiales.

Primeras civilizaciones

En la Edad Antigua, el conocimiento que tenía el ser humano sobre los materiales logró el desarrollo de grandes civilizaciones como la persa, la mesopotámica, la griega, la egipcia y la romana. Algunas técnicas dominadas para entonces eran el manejo del vidrio y de metales como el oro, la plata y el hierro; también hacían perfumes, barnices, jabones, medicamentos, vino y muchos otros productos.

¿Cómo se compone la materia?

En el siglo VI a. C. los griegos intentaron dar una explicación a cómo se componía la materia. Las primeras teorías propuestas por los filósofos fueron las siguientes:

Para Aristóteles (384-322 a C.) la materia estaba formada por cuatro elementos: agua, tierra, fuego y aire.
Según Tales de Mileto (624-546 a. C.) la sustancia básica era el agua, pues sin agua no hay vida.
Leucipo (siglo V a. C.) y su discípulo Demócrito (siglo IV a. C.) expusieron que la materia se dividía hasta llegar a una partícula indivisible que denominaron “átomo“.

¿Sabías qué?

La palabra “átomo” proviene del griego átomon: a que significa “sin” y tomon que significa “división”.

Estatua de bronce de Aristóteles en Alemania. Su teoría de los cuatro elementos (más tarde llamada cinco elementos al añadir el éter) fue aceptada por más de un milenio en Occidente.

La alquimia

El dominio técnico de la civilización egipcia combinado con las teorías filosóficas de los griegos dio paso a la alquimia: práctica que buscaba comprender la naturaleza y encontrar la perfección, lo cual se materializaba en el oro. Por dicha razón, los alquimistas se dedicaron a manipular metales y sustancias con el fin de hallar la piedra filosofal, la cual se creía era un compuesto mágico que convertía metales en oro y concedía la eterna juventud.

La alquimia fusionó la técnica, el misticismo, la astrología, la filosofía, la superstición y la magia. Por este camino se desarrollaron y perfeccionaron métodos como el baño de María, la destilación, la sublimación, la calcinación y la metalurgia; e instrumentos como el alambique y la balanza.

El oro era el material perfecto para los alquimistas.

Jabir ibn Hayyan

El árabe Jabir ibn Hayyan tuvo importantes avances en el alquimia, al punto de ser considerado por algunos expertos como el padre de la alquimia y fundador de la química. Él clasificó las sustancias en espíritus, metales y cuerpo sólidos. Los espíritus eran sustancias volátiles como el alcohol, mientras que los cuerpos sólidos eran no volátiles.

La química moderna

Ya para el siglo XVIII, la teoría de los cuatro elementos de Aristóteles no era suficiente para comprender cómo se componía la materia, pues los avances en el estudio de los gases certificaron que el aire no era un elemento, sino un conjunto de diferente sustancias. En la Edad Moderna inició la química propiamente dichas y los hitos que marcaron este período fueron los siguientes:

	George Ernst Stahl 1659-1734 Propuso la teoría del flogisto, esta aseguraba que lo cuerpos combustibles tenían una sustancia denominada flogisto que se perdía en el aire al arder el material.
	Robert Boyle 1627-1691 Realizó importantes avances en el estudio de los gases. Sus teorías y planteamientos lograron comprobarse de forma experimental, razón por la que se le atribuye el método cualitativo.
	Joseph Priestley 1733-1804 Estudió diversos gases y descubrió que la combustión era posible gracias al oxígeno. Fue el primero en aislar el oxígeno en forma gaseosa y reconocer su importancia para la vida.
	Antoine Lavoisier 1743-1794 Conocido como el padre de la química moderna gracias a sus estudio sobre la fotosíntesis, la oxidación de los cuerpos, la combustión, el aire, la respiración animal y su ley de la conservación de la masa.

química en la edad contemporánea

A partir del siglo XIX la química se desarrolló con más fuerza. El descubrimiento y síntesis de nuevas sustancias caracterizó esta etapa. Los acontecimientos más relevantes se señalan a continuación:

	John Dalton 1766-1844 Propuso la primera teoría atómica. Según Dalton la materia estaba formada por átomos indivisibles, indestructibles, de forma esférica e iguales entre sí para un mismo elemento.
	Ernest Rutherford 1871-1937 Estableció una estructura atómica con partículas más pequeñas, por lo que el átomo dejó de ser indivisible. Este modelo consta de un núcleo cargado positivamente y una zona de partículas con cargas negativas.
	Niel Bohr 1885-1962 Expuso que el átomo tiene electrones ubicados en órbitas estables alrededor del núcleo. Estos electrones emiten o absorben energía cuando saltan de una órbita a otra.
	Dimitri Mendeleiev 1834-1907 Organizó los elementos existentes hasta ese momento de acuerdo a sus pesos atómicos en una tabla conocida como “la tabla periódica de los elementos”.
	Marie y Pierre Curie 1867-1934, 1859-1906 Estudiaron el fenómeno de la radiactividad y descubrieron dos elementos llamados radio y polonio.
	James Chadwick 1891-1972 Este físico británico logró demostrar la existencia de los neutrones: partículas eléctricamente neutras con una masa similar a la de los protones y ubicadas en el núcleo del átomo.
	Francis Crick y James Watson 1916-2004, 1928-actualidad Juntos hicieron uno de los avances más importantes de la bioquímica: resolvieron la estructura tridimensional de la molécula de ADN.

Ley de Coulomb y ley de gravitación universal

La ley de Coulomb y la ley de gravitación universal son de gran importancia para entender el comportamiento de dos de las fuerzas fundamentales en la naturaleza: la eléctrica y la gravitacional. Ambas leyes se representan por medio de expresiones matemáticas muy similares, sin embargo sus diferencias son notorias.

	Ley de Coulomb	Ley Gravitacional universal
Enunciado	La fuerza eléctrica de atracción y repulsión entre dos cargas es directamente proporcional al producto de las mismas e inversamente proporcional al cuadrado de la distancia que los separa.	La fuerza gravitacional de atracción entre dos masas es directamente proporcional al producto de las mismas e inversamente proporcional al cuadrado de la distancia que los separa.
Interacción	Fuerza entre cargas. Puede ser atractiva o repulsiva.	Fuerza entre masas. Siempre es atractiva.
Efectos	Más evidente en cuerpos pequeños: los átomos.	Más evidente en cuerpos grandes: galaxias, planetas y estrellas.
Expresión matemática	$F_{E} = K \frac{q_{1}q_{2}}{r^{^{2}}}$	$F_{G} = G \frac{m_{1}m_{2}}{r^{2}}$
Cuerpos implicados	Cargas: $q_{1}q_{2}$	Masas: $m_{1}m_{2}$
La distancia entre:	Los centros de las cargas es $r$	Los centros de las masas es $r$
Constante	$K = 9 . 10^{9} N.m^{2}/C^{2}$	$G = 6,67 . 10^{-11} N.m^{2}/kg^{2}$
Fuerza sobre el átomo de hidrógeno	Carga del electrón del átomo de H $q_{1} = - 1,6 . 10^{-19} C$ Carga del protón del átomo de H $q_{2} = 1,6 . 10^{-19} C$	Masa del electrón del átomo de H $m_{1} = 9,1 . 10^{-31} kg$ Masa del protón del átomo de H $m_{2} = 1,67 . 10^{-27} kg$

Modelos atómicos: Thomson, Rutherford y Bohr

Durante siglos, la humanidad ha investigado a los átomos: partículas fundamentales de la materia. Estos átomos son tan pequeños que no es posible verlos, por lo que a lo largo de los años los científicos han propuesto modelos y teorías acerca de cómo son. A continuación se comparan tres de los primeros modelos atómicos que anteceden al modelo atómico actual.

	Modelo atómico de Thomson	Modelo atómico de Rutherford	Modelo atómico de Bohr
Científico responsable	Joseph Thomson (1856 – 1940)	Ernest Rutherford (1871 – 1937)	Niels Bohr (1885 – 1962 )
Año de propuesta del modelo	1904	1911	1913
Forma del átomo	Esfera maciza de materia con carga positiva y partículas incrustadas con carga negativa.	Esfera maciza con carga positiva rodeada de pequeñas partículas con carga negativa.	Esfera maciza con carga positiva rodeada de pequeñas partículas con carga negativa.
Descubrimiento experimental	Los electrones: partículas diminutas con carga eléctrica negativa ubicadas dentro del átomo.	El núcleo: zona central del átomo, muy pequeña.	Espectros atómicos: radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso.
Núcleo	No posee.	Sí posee. Está cargado positivamente.	Sí posee. Está cargado positivamente.
Masa del átomo	Concentrada en toda la esfera maciza de materia.	Concentrada en el núcleo.	Concentrada en el núcleo.
Ubicación de electrones	Incrustados en la esfera positiva.	Alrededor del núcleo, en el espacio vacío.	Alrededor del núcleo, en órbitas circulares.
Movimiento de electrones	No posee.	Giran constantemente cerca del núcleo, en el vacío.	Giran constantemente cerca del núcleo en niveles definidos de energía.
Cantidad de cargas	Igual cantidad de cargas positivas y negativas. El átomo es neutro.	Igual cantidad de cargas positivas y negativas. El átomo es neutro.	Igual cantidad de cargas positivas y negativas. El átomo es neutro.
Representación del modelo
Otros nombres del modelo	Modelo del pudín de pasas.	Modelo planetario.	Modelo de Bohr.