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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.

Ácidos y bases

Desde la antigüedad se clasifican sustancias en base a su sabor o a la sensación que generan en la piel, este es el caso de los ácidos y las bases. Ambas forman soluciones de electrólitos y son capaces cambiar el color de ciertas compuestos. Con el propósito de dar una explicación al comportamiento físico y químico de los ácidos y bases se han propuesto diversas teorías llamadas teorías ácido-base.

	Ácido	Base
Concepto según la teoría de Arrhenius	Sustancia que en solución acuosa incrementa la concentración de iones hidrógeno H+. $HNO_{3} (ac) \rightarrow {\color{Red} H^{+}} (ac) + NO_{3}^{-}(ac)$	Sustancia que en solución acuosa incrementa la concentración de iones hidroxilo OH-. $NaOH (ac) \rightarrow Na^{+}(ac) + {\color{Blue} OH^{-}}(ac)$
Concepto según la teoría Brønsted-Lowry	Especie capaz de ceder iones H+. ${\color{Red} CH_{3}COOH} (ac) + H_{2}O \rightleftharpoons CH_{3}COO^{-} (ac) + {\color{Red} H_{3}O^{+}} (ac)$	Especie capaz de aceptar iones H+. $CH_{3}COOH (ac) + {\color{Blue} H_{2}O} \rightleftharpoons {\color{Blue} CH_{3}COO^{-}} (ac) + H_{3}O^{+} (ac)$
Concepto según la teoría de Lewis	Sustancia capaz de aceptar un par de electrones. ${\color{Red} BF_{3} }+ NH_{3} \rightarrow BF_{3}NH_{3}$	Sustancia capaz de donar o ceder un par de electrones. $BF_{3}+ {\color{Blue} NH_{3}} \rightarrow BF_{3}NH_{3}$
Rango de pH	0 a 6	8 a 14
Sabor	Agrio.	Amargo.
Viraje de color en papel tornasol	Cambia a color rojo el papel azul.	Cambia a color azul el papel rojo.
Neutraliza	Bases.	Ácidos.
Viraje de color en fenolftaleína	Cambia de rojo a incoloro.	Cambia de incoloro a rosado.
Reactividad	Reacciona con metales, como el magnesio, zinc o hierro.	No reacciona con metales. Reacciona con los ácidos.
Conductividad eléctrica	Conductor eléctrico en solución acuosa.	Conductor eléctrico en solución acuosa.
Al tacto	Son punzantes, queman la piel.	Son jabonosos.
Ejemplos	Ácido sulfúrico (H₂SO₄), presente en las baterías. Ácido clorhídrico (HCl), presente en el estómago. Ácido fosfórico (H₃PO₃), presente en algunas bebidas gaseosas. Ácido nítrico (HNO₃), presente en los fertilizantes niitrogenados. Ácido acético (CH₃COOH), componente principal del vinagre.	Hidróxido de sodio (NaOH), presente en limpiadores de tuberías de desagües. Hidróxido de magnesio (Mg(OH)₂), presente en la leche magnesia. Hidróxido de calcio (Ca(OH)₂), también llamada cal, con múltiples usos industriales y en construcción. Hidróxido de aluminio (Al(OH)₃), presente en los antiácidos. Amoniaco (NH₃), presente en fertilizantes y limpiadores.

Estructuras de Lewis

El químico y físico Gilbert Newton Lewis fue quién ideó una forma de esquematizar los electrones externos en los elementos representativos. Estos electrones se encuentran en el último nivel de energía y son aquellos que intervienen en las reacciones químicas.

La mayoría de los elementos se encuentran en la naturaleza formando compuestos. Durante mucho tiempo los científicos se preguntaban cómo sucedían estas uniones, hasta que el desarrollo de la tabla periódica permitió identificar las configuraciones electrónicas y de esta forma comprender cómo se forman las sustancias. Los electrones exteriores se denominan electrones de valencia y son aquellos que intervienen en los enlaces químicos.

ELECTRONES DE VALENCIA Y NÚMEROS DE OXIDACIÓN

Los electrones de valencia son conocidos también como número de valencia, que es un número natural (1,2,3,…). Es el número de electrones perdidos o ganados por determinado elemento cuando la unión es iónica, o el número de electrones compartidos cuando la unión es covalente.

Los números de oxidación representan la carga eléctrica formal, por lo tanto puede ser positiva o negativa. Se establece para un átomo cuando éste se encuentra formando un compuesto. No representan la carga eléctrica real de los átomos.

Por lo tanto, valencia y números de oxidación suelen usarse como sinónimos, pero en forma estricta no lo son.

Este estudio se centra en los elementos representativos, dado que los elementos de transición tienen algunas particularidades. Los elementos representativos son los grupos:

Metales alcalinos (1/1A)
Metales alcalinotérreos (2/IIA)
Familia del boro (13/IIIA)
Familia del carbono (14/IVA)
Familia del nitrógeno (15/VA)
Calcógenos (16/VIA)
Halógenos (17/VIIA)
Gases nobles (18/VIIIA)

Antes se los asignaba con números romanos y la letra A, dejando para los elementos de transición la letra B. En la tabla periódica se indica su ubicación.

regla del octeto

Los elementos que poseen su último nivel de energía completo son poco reactivos y se los considera estables, es el caso de los gases nobles. Estos gases poseen ocho electrones en su última capa, con excepción del helio que tiene dos. A principios del siglo XX, el físico y químico Gilbert N. Lewis supuso que los átomos para estabilizarse ceden, captan o comparten electrones con otros átomos y dan lugar a la regla del octeto.

“Los átomos de los elementos se unen entre sí compartiendo o transfiriendo electrones, para adquirir de este modo la configuración externa de los átomos del gas noble más próximo (en la tabla periódica). De esta forma logran estabilizarse”.

Existen algunas excepciones, como el fósforo, el azufre, el selenio y el silicio.

Además de este postulado, Gilbert Lewis propuso una manera de representar los átomos en las uniones químicas. Se escribe el símbolo del elemento y se lo rodea por los electrones de valencia utilizando puntos y cruces.

estructuras o símbolos de lewis

Cada elemento del compuesto se representa por puntos o cruces, distribuidos simétricamente alrededor del símbolo.

Estructuras de Lewis para el sodio, el silicio y el cloro, respectivamente.

¿Cómo identificar cuántos puntos dibujar?

Una de las formas de saber cuántos puntos o cruces colocar, es conocer la configuración electrónica externa. Por ejemplo:

SÍMBOLO DEL ELEMENTO	CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA (C.E)	CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA EXTERNA (C.E.E)
Na
Si
Cl

La configuración electrónica externa corresponde al último nivel de energía, en los ejemplos de la tabla el último nivel de energía es el 3, por lo tanto se deben contar los electrones totales que se encuentran en dicho nivel.

El Na tiene una configuración para sus electrones externos

El Si tiene una C.E.E.

Con el mismo criterio se puede identificar la cantidad de electrones que posee el Cl para combinarse con otro elemento.

En los elementos representativos, la cantidad de electrones que pueden combinarse para formar compuestos corresponde al número del grupo (en números romanos) al cual pertenece el elemento. En los ejemplos anteriores serían:

Na: grupo 1/IA

Si: grupo 14/IVA

Cl: grupo 17/VIIA

Tanto con el grupo como con la configuración electrónica se puede obtener la información para realizar las estructuras de Lewis.

estructuras de lewis para compuestos iónicos

Los enlaces iónicos se producen con metales que forman fácilmente cationes y no metales que forman aniones. Ejemplo:

El Cl tiene 7 electrones en su último nivel de energía y el Na cuenta con 1 electrón para realizar el enlace. Para alcanzar el equilibrio, el Na cede un electrón al cloro, quedando ambos con 8 electrones en su nivel exterior.

Al recibir 1 electrón, el cloro queda cargado negativamente, por lo tanto se convierte en un anión, mientras que el sodio adquiere la configuración de un catión que se corresponde con la configuración del gas noble más cercano (Ne). De este modo, el sodio también tiene ocho electrones en su último nivel de energía.

C.E. Na: 1s²2s²2p⁶3s¹

C.E. Na⁺:

C.E. Na⁺ = C.E. Ne =

El anión cloro adquiere la configuración del argón que es el gas noble más cercano a éste.

C.E. Cl^– = C.E. Ar =

A continuación se expresa lo antedicho formalmente, es decir, mediante ecuaciones químicas:

La unión de sodio y cloro da como resultado cloruro de sodio, un compuesto iónico cuya estructura de Lewis es:

estructuras de lewis para compuestos covalentes

La molécula de agua es un compuesto covalente, el hidrógeno es un no metal al igual que el oxígeno, pero al ser el primer elemento de la tabla periódica tiene una única capa de electrones que se completa al llegar a dos en vez de ocho como el resto de los elementos.

En estos compuestos, los átomos comparten electrones para adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano. Se da en combinaciones de elementos no metálicos.

Las uniones covalentes pueden ser:

Simples: cada átomo comparte un electrón.

Dobles: cada átomo comparte dos electrones.

Triples: cada átomo comparte tres electrones.

Cuando las uniones son covalentes se cuentan los electrones compartidos más los no compartidos en cada átomo, y la suma debe ser cinco para aquellos que cumplen la regla del octeto (recordar que existen excepciones).

En el compuesto Cl-Cl, cada cloro completa su octeto. Su fórmula molecular es Cl₂.

Los pares de átomos compartidos se representan con líneas, lo que da lugar a la fórmula desarrollada del compuesto. Siendo los tres casos anteriores:

Cl-Cl
O=O
N≡N

Los compuestos covalentes pueden ser formados por el mismo elemento o por distintos elementos, como es el caso del dióxido de carbono:

El oxígeno tiene 6 electrones de valencia y el carbono 4. Como son elementos distintos, se representan los electrones de oxígenos con puntos y los electrones del carbono cruces, con el fin de diferenciarlos.

Se puede apreciar que hay dos pares de electrones compartidos entre cada oxígeno y el carbono central. Por lo tanto la fórmula desarrollada es:

O=C=O

a practicar lo aprendido

Escribir las estructuras de Lewis para los siguientes compuestos iónicos.

a) MgO

b) Na₂O

2. Escribir las estructuras de Lewis para los siguientes compuestos covalentes.

a) F₂O

b) H₂O

respuestas

b) La fórmula indica que hay dos átomos de Na, cada uno de ellos aporta un electrón.

¿Sabías qué...?

Gilbert Newton Lewis, químico que ideó los símbolos de Lewis, estudió en su hogar hasta los 10 años, luego asistió a escuela pública por 4 años e ingresó a la universidad a los 14 años de edad.

Conceptos de ácido y base: el concepto de Lewis

La principal dificultad de las definiciones de ácido y base de Brönsted y Lowry es que solo pueden aplicarse a reacciones que implican la transferencia de un protón, por lo que para que una sustancia pueda actuar como un ácido en el sentido de la definición de Brönsted-Lowry debe contener en su molécula un átomo de hidrógeno ionizable.

Sin embargo, hay muchas reacciones en las que una sustancia que de acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry no sería un ácido se comporta realmente como tal en el sentido más clásico del término (el de formador de sales). Así, por ejemplo, en ausencia de disolvente y, por lo tanto, sin que exista transferencia de protones, el dióxido de carbono, CO₂, reacciona con un óxido básico como el óxido de calcio, CaO, para formar una sal:

CaO + CO₂ CaCO₃

El problema estriba esencialmente en el injustificado papel especial que la teoría de Brönsted-Lowry otorga al protón. Para superar esta dificultad, Lewis propuso en 1923 un innovador concepto de ácido y base. El nuevo punto de vista no tuvo apenas eco en el mundo científico hasta que el propio Lewis volvió a presentar sus ideas más ampliamente desarrolladas en 1938. De acuerdo con esta teoría, un ácido es toda sustancia (molecular o iónica) que puede aceptar un par de electrones, y una base toda sustancia que puede ceder un par de electrones. En otras palabras, un ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y una base debe poseer un par de electrones solitarios. Entonces, la unión de un ácido y una base corresponde a la formación de un enlace covalente dativo o coordinado.

El concepto de base propuesto por Lewis coincide esencialmente con el de Brönsted-Lowry, ya que para que una sustancia pueda aceptar un protón (es decir, comportarse como base en el sentido de Brönsted-Lowry) debe poseer un par de electrones no compartidos. Por ejemplo, la molécula de agua, H₂O, y el ion cloruro, Cl^–, que pueden aceptar un protón, tienen las siguientes estructuras electrónicas:

o sea, que poseen un par de electrones no compartidos que pueden emplear para aceptar un protón, formando, respectivamente, el ion H₃O⁺ y la molécula HCl:

Evidentemente, tanto el agua como el ion cloruro pueden comportarse como bases de Lewis cediendo un par de electrones no compartidos a un ácido. Vemos, pues, que, respecto al concepto de base de la teoría de Brönsted-Lowry, el concepto propuesto por Lewis no amplía de forma significativa el número de compuestos que pueden ser considerados como bases.

Sin embargo, el caso es radicalmente distinto para el concepto de ácido. Para empezar, hay sustancias que son ácidos de acuerdo con la definición de Brönsted-Lowry y que no lo son en el sentido de Lewis. Por ejemplo, para Lewis el HCl no es realmente un ácido sino la combinación de un ácido (H⁺) y una base (Cl^–); ya vimos que el ion Cl^– es una base tanto según la definición de Brönsted-Lowry como de Lewis y ahora justificaremos que el ion H⁺ es un ácido en el sentido de Lewis mediante la reacción:

H⁺ + H₂O H₃O⁺

En la que el H⁺ acepta un par de electrones de la molécula de agua para formar un ion H₃O⁺, y se comporta por lo tanto, como un ácido. También deben ser considerados como ácidos en el sentido de Lewis los cationes metálicos, que aceptan pares de electrones al hidratarse o solvatarse. Y, volviendo a la reacción que escribimos más arriba entre el dióxido de carbono y el óxido de calcio:

CaO + CO₂ CaCO₃

También aquí debemos considerar que el CO₂ es un ácido en el sentido de Lewis, ya que en esta reacción el átomo de carbono del CO₂ acepta en covalencia dativa un par de electrones cedidos por el átomo de oxígeno del CaO:

El modelo de Lewis se utiliza en química orgánica para explicar el comportamiento catalítico de algunos compuestos que son ácidos de Lewis, pero, en general, cuando se estudian reacciones que tienen lugar en disolución acuosa o simplemente que implican una transferencia de protones, la generalización propuesta por Lewis resulta innecesaria y los químicos razonan en estos casos a partir de los conceptos de Arrhenius o de Brönsted-Lowry.

Gilbert N. Lewis (1875-1946)

Físico y químico estadounidense. Fue profesor en la Universidad de California, en la que introdujo la termodinámica como asignatura a principios de siglo. Publicó un libro de texto en 1923 que llegó a ser un libro clásico sobre termodinámica que incluía todos los avances del momento. Estudió el enlace covalente y, en 1926, propuso el nombre de fotón para el cuanto de energía electromagnética.

Estructuras de Lewis

Estudiar cómo se combinan los elementos químicos en la naturaleza es primordial para la química aplicada, es por ello que a lo largo de los años se han planteado diversas teorías y formas de representación que facilitan el entendimiento de los compuestos químicos.

Los átomos se combinan entre sí para formar diversos compuestos o sustancias químicas, esto implica la formación de enlaces químicos entre los átomos involucrados en las reacciones químicas. En función de la naturaleza química se conocen tres tipos de enlace:

Enlace iónico: se forma como resultado de las fuerzas electrostáticas existentes entre iones de carga opuesta. Este tipo de enlace implica la transferencia de electrones de un átomo a otro.
Enlace covalente: es aquel donde dos átomos comparten electrones, en función del número de electrones compartidos se distinguen tres tipos de enlaces covalente: simple (2 e^–), doble (4 e^–) y triple (6 e^–).
Enlace metálico: en este tipo de enlaces los electrones se mueven dentro de la red tridimensional del metal, lo que le confiere al mismo su propiedad característica, la conductividad eléctrica.

Los electrones que participan en un enlace químico se denominan electrones de valencia y son aquellos que se encuentran en la capa más externa de los átomos.

Estructuras de Lewis

Lewis fue un químico estadounidense que propuso simbolizar los electrones de valencia mediante el uso de puntos que se ubican arriba, abajo y a los lados del símbolo químico de cada elemento, esta forma de representación se conoce como símbolos de Lewis.

Los símbolos punto-electrón para construir las denominadas estructuras de Lewis de diversas moléculas o compuestos son una herramienta útil al momento de estudiar los enlaces químicos, formación y tipos.

Regla del octeto

Cuando se forma un enlace químico los átomos pierden, ganan o comparten electrones con la finalidad de emular la configuración electrónica del gas noble más cercano a ellos, los cuales deben su estabilidad al número de electrones que contienen en su capa de valencia.

Con excepción del helio, todos los gases nobles poseen ocho electrones en la capa de valencia, hecho en el que se fundamenta la denominada regla del octeto: los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados por ocho electrones de valencia.

A continuación se muestran algunos ejemplos de estructuras de Lewis:

Metano
- Fórmula química: CH₄
- Tipo de enlace: covalente
- Configuración electrónica:

Estructura de Lewis:

Dióxido de carbono
- Fórmula química: CO₂
- Tipo de enlace: covalente
- Configuración electrónica:

Estructura de Lewis:

Agua
- Fórmula química: H₂O
- Tipo de enlace: covalente
- Configuración electrónica:

Estructura de Lewis:

Estructura de Lewis en compuestos iónicos

Uno de los compuestos iónicos más utilizados es la sal de mesa, compuesta por cloruro de sodio dibujar su estructura de Lewis sigue el siguiente procedimiento:

Escribir la formula química: NaCl
Conocer el tipo de enlace: iónico.
Realizar la configuración electrónica, considerando el efecto de las cargas en el anión y catión.

Realizar la estructura de Lewis.

Excepciones de la regla del octeto

La regla del octeto no se cumple para todos los compuestos químicos, las excepciones se pueden resumir en tres casos:

Moléculas que tienen un número impar de electrones

La presencia de un número de electrones impar hace imposible que los mismos se apareen totalmente y por tanto al menos uno de los átomos involucrados no alcanza el octeto. Por ejemplo el monóxido de nitrógeno (NO).

Estructura de Lewis del monóxido de nitrógeno.

Moléculas con menos de ocho electrones

Son aquellas moléculas donde un átomo o ion de la misma no puede alcanzar el octeto, un caso emblemático es el trifloruro de boro (BF₃).

Estructura de Lewis del trifloruro de boro.

Moléculas con más de ocho electrones

Son compuestos químicos donde al menos uno de los átomos o iones sobrepasa los ocho electrones en la capa de valencia. Algunos ejemplos representativos son el pentacloruro de fosforo (PCl₅).

Estructura de Lewis del pentacloruro de fosforo.

¿Qué debes saber para dibujar estructuras de Lewis?

Para dibujar una estructura de Lewis es necesario dominar los conceptos básicos de la química y sus elementos. Algunas de las consideraciones a tener en cuenta son:

Determinar los electrones de valencia de los elementos involucrados, para ello se puede usar una tabla periódica. También es importante recordar que en el caso de los iones se deben sumar o restar electrones en la capa de valencia; para los aniones cada carga negativa significa que se debe sumar un electrón, en tanto, para los cationes una carga positiva implica que se debe restar un electrón.
Escribir los símbolos químicos e indicar que tipo de enlace los une. Por lo general, las fórmulas químicas indican el orden de unión de los átomos mientras que la naturaleza del enlace está determinada por la diferencia de electronegatividad que existe entre los mismos.
Completar primero los octetos de los elementos unidos al átomo central.
Colocar los electrones faltantes en el átomo central aun si no cumplen con la regla del octeto.
Cuando el átomo central no cumple con el octeto es recomendable probar con enlaces múltiples.
Conocer las excepciones de la regla del octeto.

Símbolos de puntos de Lewis

Escritura de las estructuras de Lewis

Estructura de Lewis del ion carbonato (CO3)2−

carga formal

Carga formal del ozono O3

Carga formal del ion carbonato (CO3)2−

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¿Cómo identificar cuántos puntos dibujar?

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a practicar lo aprendido

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Estructuras de Lewis

Regla del octeto

Estructura de Lewis en compuestos iónicos

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¿Qué debes saber para dibujar estructuras de Lewis?

Estructura de Lewis del ion carbonato (CO₃)²⁻

Carga formal del ozono O₃

Carga formal del ion carbonato (CO₃)²⁻