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 nos permiten conservar la pista de los electrones de valencia y hallar una imagen cualitativa de la distribución de carga en una molécula.

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.

Configuración electrónica: principios y fundamentos

Las propiedades químicas de todos los elementos dependen de la corteza electrónica de los átomos que lo constituyen. Por esta razón es importante conocer los principios para la distribución de electrones en los diversos niveles y subniveles de energía, cuya representación abreviado se conoce como “configuración electrónica”.

Toda la materia está formada por partículas de pequeño tamaño conocidas como “átomos”.

Estructura del átomo

El átomo es la unidad fundamental de un elemento y, por lo tanto, la unidad constituyente más pequeña de toda la materia. Está formado por partículas más pequeñas o subatómicas llamadas protones, neutrones y electrones.

  • Los protones tienen carga positiva (+).
  • Los neutrones tienen carga neutra (0).
  • Los electrones tienen carga negativa (−).

El átomo consta de un núcleo positivo, donde se encuentran los protones y los neutrones; y una corteza electrónica por donde giran los electrones organizados en órbitas.

Átomo con 6 protones, 6 neutrones y 6 electrones. Los electrones se organizan en distintos niveles de energía; en el primero (n = 1) hay 2 electrones y en el segundo (n = 2) hay 4 electrones.

¿Qué son los niveles de energía?

Son las capas en los que se reparten los electrones de un átomo. Mientras mayor sea el valor del nivel de energía (n = 1, 2, 3, …), mayor será la distancia entre el electrón en el orbital de un átomo y el núcleo; por lo tanto, el orbital es de mayor tamaño. Así, los orbitales del nivel de energía 3 (n = 3) son más grandes que los orbitales del nivel de energía 2 (n = 2).

orbitales atómicos

Los orbitales atómicos son regiones en las que hay alta probabilidad de hallar un electrón y poseen una determinado nivel de energía. Si bien los distintos tipos de orbitales no tienen forma definida es posible imaginar una forma particular de acuerdo a la distancia entre el núcleo del átomo y la posible localización del electrón. Según su forma, los orbitales se nombran con las letras s, p, d, f, …

Orbitales s

Se caracteriza por tener una forma esférica que aumenta de tamaño al aumentar el nivel de energía.

Los orbitales s tienen capacidad para 2 electrones.

orbital 1s orbital 2s orbital 3s

Orbitales p

Podemos imaginar a los orbitales p como dos lóbulos ubicados uno del lado opuesto del otro. Existen tres tipos de orbitales p: px, py y pz, cuyos subíndices representan los ejes sobre los cuales se orientan los orbitales.

Los orbitales p tienen capacidad para 6 electrones, 2 electrones por cada orientación.

orbital py orbital px orbital pz

Orbitales d y otros de mayor energía

Estos orbitales tienen forma de lóbulos en cinco orientaciones diferentes. Los orbitales con mayor energía que los orbitales d se representan con las letras f, g, h, …

Los orbitales d tienen capacidad para 10 electrones, 2 electrones por cada orientación.

orbital dz2 orbital dxz orbital dxy

 

orbital dyz orbital dx2-y2

Cabe destacar que a medida que aumenta el nivel de energía también aumenta la capacidad de contener orbitales, por ejemplo, en n = 1 solo encontramos orbitales s, en n = 2 orbitales s y p, y en n = 3 orbitales s, p y d, y así sucesivamente. A manera de resumen podemos organizar esta información en una tabla como la siguiente:

Nivel de energía Orbitales Capacidad electrónica del orbital Capacidad electrónica del nivel
1 s 2 2
2 s 2 8
p 6
3 s 2 18
p 6
d 10
4 s 2 32
p 6
d 10
f 14
La forma en la que se organizan los electrones alrededor del núcleo atómico determina el tipo de enlace en las sustancias y sus propiedades químicas.

Configuración electrónica

La información dada en la tabla anterior puede ilustrarse gráficamente en un esquema conocido como “regla Möller”, “regla de las diagonales” o “método de la lluvia”. Este se utiliza en el llenado de arriba hacia abajo de los subniveles de un átomo en la dirección y sentido que señalan las flechas.

Regla de Moeller para escribir la configuración electrónica del átomo de un elemento.

Recordemos que el número de electrones de un átomo en su estado fundamental es igual a su número atómico (Z). Así, la configuración electrónica del átomo de hidrógeno (Z = 1) en estado fundamental es 1s1, donde:

Por lo tanto, podemos decir que el electrón del átomo de hidrógeno está en un orbital s del nivel de energía 1. La expresión 1s1 se lee “uno ese uno”.

¿Sabías qué?
El estado fundamental, también llamado “estado basal”, es el estado de menor energía en el que se puede encontrar un átomo.

¿Cómo escribir la configuración electrónica de un átomo?

  • Litio (Li)

El número atómico (Z) del Li es 3, por lo tanto, el átomo de Li tiene 3 electrones en su estado fundamental. Para escribir su configuración electrónica empezamos a contar desde el primer nivel de energía hasta llegar a los 3 electrones.

Empezamos con 1s2 y seguimos hasta llegar a 2s, orbital en el que caben 2 electrones. Como solo falta un electrón para llegar a 3, escribimos la designación del orbital con un solo electrón, es decir, 2s1.

 

Configuración electrónica de Li → 1s2 2s1


  • Carbono (C)

Como el número atómico (Z) de C es 6, los electrones de este átomo son 6. Así que contamos de forma progresiva en el diagrama hasta llegar a 6 electrones.

Si iniciamos con 1s2 y luego pasamos por 2s2 ya tenemos 4 electrones. Como faltan 2 electrones seguimos hasta 2p y escribimos la designación del orbital con 2 electrones: 2p2.

 

Configuración electrónica de C → 1s2 2s2 2p2


  • Magnesio (Mg)

El número atómico (Z) del Mg es 12, por lo que debemos repetir el mismo procedimiento de los ejemplos anteriores hasta llegar a 12 electrones.

Tras llenar los primeros 10 electrones hasta el 2p6, seguimos con 3s2 y de ese modo ya se tienen los 12 electrones correspondientes al átomo en su estado fundamental.

 

Configuración electrónica de Mg → 1s2 2s2 2p6 3s2

Configuración electrónica de los primero 15 elementos de la tabla periódica

Elemento Símbolo Número atómico (Z) Número de electrones en estado fundamental Configuración electrónica
Hidrógeno H 1 1 1s1
Helio He 2 2 1s2
Litio Li 3 3 1s2 2s1
Berilio Be 4 4 1s2 2s2
Boro B 5 5 1s2 2s2 2p1
Carbono C 6 6 1s2 2s2 2p2
Nitrógeno N 7 7 1s2 2s2 2p3
Oxígeno O 8 8 1s2 2s2 2p4
Flúor F 9 9 1s2 2s2 2p5
Neón Ne 10 10 1s2 2s2 2p6
Sodio Na 11 11 1s2 2s2 2p6 3s1
Magnesio Mg 12 12 1s2 2s2 2p6 3s2
Aluminio Al 13 13 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
Silicio Si 14 14 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
Fósforo P 15 15 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

Diagrama de orbitales

Los diagramas de orbitales son otra forma de mostrar la configuración electrónica, el cual plasma de forma más precisa la posición del espín del electrón. Los posibles giros de un electrón son dos y se representan con flechas: una hacia arriba y otra hacia abajo. Cada caja representa un orbital. Por ejemplo:

H →  He → 

¿Sabías qué?
El espín, o momento angular de rotación del electrón, está relacionado con los dos movimientos de giros que puede tener el electrón, los cuales se representan con flechas.

Regla para la distribución de los electrones

  • Principio de exclusión de Pauli

“Un orbital no puede tener más de dos electrones, cuyos espines deben tener valores opuestos, es decir, una flecha hacia arriba y otra hacia abajo”.

Observa las tres posibles maneras de organizar los 2 electrones en el orbital 1s del helio (He). Solo el diagrama c) cumple con el principio de exclusión de Pauli.

a) b) c)
He →
Incorrecto Incorrecto Correcto
  • Principio de máxima multiplicidad de carga o regla de Hund

“La distribución electrónica más estable es aquella que tiene la mayor cantidad de espines paralelos o no apareados”.

Observa los distintos diagramas de orbitales en los que se muestra la distribución de electrones del átomo de carbono (C). Aunque los tres cumple con el principio de exclusión de Pauli solo el diagrama c) cumple con la regla de Hund y por lo tanto es el adecuado.

a) C →  Incorrecto
b) C →  Incorrecto
c) C →  Correcto

Nota que se dibujan tres cajas para los orbitales p porque estos tienen tres orientaciones diferentes (px, py y pz) en las cuales caben 2 electrones respectivamente.

  • Principio de Aufbau

“Mientras se añaden protones al núcleo del átomo de uno en uno, los electrones se suman de la misma forma en los orbitales atómicos”.

Por ejemplo, el tercer electrón del átomo de litio (Li) no puede acomodarse en el orbital 1s, así que se coloca en el siguiente orbital de menor nivel de energía, el 2s.

He → 

Li → 

Con excepción del hidrógeno y del helio, la configuración electrónica de todos los elementos puede ser representada por un kérnel de gas noble, el cual muestra entre corchetes el símbolo del gas noble que antecede a un elemento. Ejemplo:

Símbolo de elemento Número atómico (Z) Configuración electrónica
H 1 1s1
He 2 1s2
Li 3 [He]2s1
Be 4 [He]2s2
B 5 [He]2s2 2p1
C 6 [He]2s2 2p2
N 7 [He]2s2 2p3
O 8 [He]2s2 2p4
F 9 [He]2s2 2p5
Ne 10 [He]2s2 2p6
Na 11 [Ne]3s1
Mg 12 [Ne]3s2
Al 13 [Ne]3s2 3p1
Si 14 [Ne]3s2 3p2
P 15 [Ne]3s2 3p3
¿Sabías qué?
Los electrones más externos que se ubican luego del kérnel del gas noble son llamados “electrones de valencia”.

¡a practicar!

Escribe la configuración electrónica de los siguientes elementos en su estado fundamental. En cada caso, realiza el diagrama de orbitales.

a) Calcio

b) Hierro

c) Zinc

d) Bromo

Respuestas

a) Calcio

 

  • Símbolo: Ca
  • Número atómico (Z): 20
  • Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 → [Ar]4s2
  • Diagrama de orbitales:

b) Hierro

 

  • Símbolo: Fe
  • Número atómico (Z): 26
  • Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 → [Ar]4s2 3d6
  • Diagrama orbitales: 

c) Zinc

 

  • Símbolo: Zn
  • Número atómico (Z): 30
  • Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 → [Ar]4s2 3d10
  • Diagrama de orbitales: 

d) Bromo

 

  • Símbolo: Br
  • Número atómico (Z): 35
  • Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 → [Ar]4s2 3d10 4p5
  • Diagrama de orbitales:

 

Metales, metaloides y no metales

La materia está formada por elementos cuya unidad fundamental es el átomo. Estos elementos se organizan en la tabla periódica y pueden clasificarse como metales, metaloides y no metales. Cada categoría presenta una química muy particular con propiedades características que permiten diferenciarlas.

 

Metales Metaloides No metales
Estado físico Sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio (Hg) y el francio (Fr), que son líquidos. Sólidos a temperatura ambiente. Sólidos, como el carbono (C); líquidos, como el bromo (Br); y gaseosos, como el oxígeno (O).
Apariencia Tienen brillo metálico. La mayoría son plateados, excepto el cobre (Cu) que es rojizo y el oro (Au) que es amarillo. La mayoría tiene brillo metálico. No tienen brillo metálico. Se presentan de diversos colores: el bromo (Br) es rojo y el azufre (S) es amarillo.
Abundancia en la Tierra Baja. A pesar de que el

79 % de los elementos existentes son metales, en la Tierra éstos son los menos abundantes.

Algunos son abundantes en la corteza terrestre como el silicio (Si), y otros son muy raros de encontrar, como el polonio (Po). Alta. A pesar de que el 21 % de los elementos existentes son no metales, son los más abundantes en nuestro planeta.
Presentes en el cuerpo humano
  • Na y K: ayudan a transportar oxígeno.
  • Ca: fortalece los huesos.
  • Mg: ayuda a la coagulación de la sangre.
  • Fe: asimila el oxígeno en la sangre y produce hemoglobina.
  • Cu: combate la anemia.
  • Zn: ayuda a metabolizar carbohidratos y fortalece el sistema inmune.
Presentes en concentraciones mínimas.
  • O: indispensable para la respiración.
  • C: presente en todas la biomoléculas.
  • H: presente en casi todas las biomoléculas.
  • N: presente en las proteínas y en los ácidos nucleicos.
  • P: presente en los ácidos nucleicos, en el ATP de las moléculas. Forma dientes y huesos.
  • S: forma parte de diversas proteínas.
Propiedades mecánicas Son muy dúctiles y maleables. Son intermedios entre los metales y los no metales. No son dúctiles ni maleables. Gran parte de ellos son duros y quebradizos.
Conductividad  Son buenos conductores de electricidad y calor. Son semiconductores. Son malos conductores de electricidad y calor.
Punto de fusión y ebullición  Relativamente altos. Altos respecto a los no metales. Relativamente bajos.
Capa de valencia Átomos con capa de valencia ocupada con pocos electrones, generalmente dos o tres. Átomos con capa de valencia ocupada con tres electrones. Átomos con capa de valencia ocupada con cuatro o más electrones, excepto el helio y el hidrógeno.
Electronegatividad Baja Intermedia Alta
Reactividad Tiende a perder electrones cuando se combina con otros elementos. Se convierten en cationes. Reactividad química variada. Se pueden comportar como metales o no metales. Tienden a ganar electrones cuando se combinan con otros elementos. Se convierten en aniones.
Ubicación en la tabla periódica
Ejemplos Litio (Li), sodio (Na), cromo (Cr), cobre (Cu), plata (Ag), oro (Au), platino (Pt), calcio (Ca), mercurio (Hg), hierro (Fe) y aluminio (Al), entre otros. Boro (B), silicio (Si), germanio (Ge), arsénico (As), antimonio (Sb), polonio (Po), telurio (Te), astato (At) y selenio (Se). Hidrógeno (H), oxígeno (O), carbono (C), nitrógeno (N), azufre (S), fósforo (P), flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), yodo (I), neón (Ne) y Argón (Ar), entre otros.

 

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 1s22s22p63s1 3s1
Si 1s22s22p63s23p2 3s23p2
Cl 1s22s22p63s23p5 3s23p5

 

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 3s, esto significa que posee un solo electrón disponible para realizar la unión química.

El Si tiene una C.E.E. 3s23p, es decir, que en el nivel 3 contiene 4 electrones (se cuentan los superíndices).

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+1s22s22p6 (el catión sodio, Na+, cuenta con 8 electrones en su última capa, que corresponde al nivel 2 de energía)

C.E. Na+ = C.E. Ne = 1s22s22pEl catión sodio adquiere la configuración del gas noble más cercano.

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

C.E. Cl = C.E. Ar = 1s22s22p63s23p6

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

  1. 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

1.

a) 

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

2.

a) 

b) 

¿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.

 

 

Nomenclatura de compuestos inorgánicos: óxidos

Existen tres sistemas de nomenclatura para nombrar a los compuestos inorgánicos: el tradicional o clásico, el de nomenclatura Stock y el estequiométrico o sistemático de la IUPAC (Unión internacional de Química Pura y Aplicada). Es indispensable saber nombrar e identificar fórmulas químicas, dado que las mismas son piezas fundamentales en el lenguaje de la Química.

Puedes ampliar la tabla periódica haciendo click sobre ella.

En la tabla periódica se encuentran dos grandes grupos de elementos: los metales y los no metales. Cuando éstos se combinan forman diversos compuestos químicos. Dentro de los no metales, se encuentran dos elementos que forman una gran cantidad de compuestos inorgánicos: el hidrógeno (H) y el oxígeno (O).

Los no metales son el hidrógeno, H, y elementos que se encuentran sobre el lado superior derecho de la tabla periódica.

Además de saber ubicar los elementos en la tabla periódica para distinguir si son metales o no metales es necesario conocer las formas de asignar números de oxidación. Estos números pueden obtenerse mediante la tabla periódica, sin embargo es de gran utilidad conocer algunas reglas que facilitan su utilización.

NÚMEROS DE OXIDACIÓN

El número de oxidación de un elemento en un compuesto iónico binario es el número de electrones que pierde o gana dicho átomo. En el caso de compuestos covalentes los electrones se “comparten”. Las reglas generales para asignar números de oxidación son:

  • El número de oxidación de cualquier elemento libre no combinado es cero, incluyendo los multiatómicos. Ej: Na, O2.
  • El número de oxidación del oxígeno es -2, excepto algunas excepciones.
  • El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en los hidruros metálicos y su sustancia elemental.
  • En compuestos iónicos o covalentes la suma de los números de oxidación de todos los átomos que los componen es cero.

óxidos

Un óxido es un compuesto binario oxigenado, es decir, es un compuesto que contiene oxígeno. Si el mismo se combina con un metal se obtiene un óxido básico, mientras que si se une con un no metal se produce un óxido ácido.

NO METALES DIATÓMICOS

Los no metales que se encuentran en estado diatómico en condiciones normales de presión y temperatura son:

  • Hidrógeno: H2
  • Nitrógeno: N2
  • Oxígeno: O2
  • Flúor: F2
  • Cloro: Cl2
  • Bromo: Br2
  • Iodo: I2

Nomenclatura de óxidos

O2 + metal → óxido básico

O2 + no metal → óxido ácido

Nomenclatura de Stock

De acuerdo a la nomenclatura moderna, los óxidos básicos se deben nombrar teniendo en cuenta los numerales de Stock de acuerdo a las siguientes dos posibilidades:

  • Si el metal posee un solo número de oxidación, únicamente se antepone la palabra al nombre del metal.

MgO: óxido de magnesio

  • Si el metal posee más de un número de oxidación, se coloca junto al nombre del metal el número de oxidación en números romanos y entre paréntesis.

FeO: óxido de hierro (II)

Fe2O3: óxido de hierro (III)

Según la tabla periódica, el Fe, hierro, tiene dos números de oxidación: 2 y 3. Por dicho motivo se pueden formar dos óxidos.

¿CÓMO SE CONSTRUYE LA FÓRMULA DE UN COMPUESTO BINARIO?

Se colocan los números de oxidación como superíndices en cada elemento del compuesto (dichos números se encuentran en la tabla periódica):

Se ubican los subíndices en forma cruzada para compuestos binarios:

Se puede comprobar que la suma de los números de oxidación de todos los elementos es igual a cero:

3⋅2+(-2)⋅3=

6-6=0

Nomenclatura tradicional

Se utilizan prefijos y sufijos para conformar los nombres de los compuestos.

Cuando un elemento posee dos números de oxidación se emplean los sufijos -oso e -ico para distinguirlos, y se utiliza -oso para el de menor número de oxidación e -ico para el mayor.

Ejemplo:  El hierro, Fe, tiene números de oxidación 2 y 3. Con el número 2 forma el compuesto FeO, mientras que Fe2O3 se obtiene con el número de oxidación 3.

FeO: óxido ferroso

Fe2O3: óxido férrico

Existen elementos con más de dos números de oxidación, por lo general (+1, +3 ,+5, +7), en este caso se adicionan prefijos:

Ejemplo: El cloro tiene 4 números de oxidación para las combinaciones con oxígeno +1, +3, +5 y +7.

Con +1: hipocloroso

Con +3:       cloroso

Con+5:        clórico

Con +7: perclórico

Observar que los dos números de oxidación menores contienen el sufijo -oso, mientras que los dos mayores el sufijo -ico. Para diferenciarlos entre sí, se coloca el prefijo hipo- para el número menor a todos y per- para el mayor.

Nomenclatura de atomicidad o estequiométrica

Se indican las proporciones de cada elemento que interviene en la molécula mediante prefijos: mono-, di-, tri-, tetra-, etc.

Molécula de dióxido de carbono. Al ser un óxido ácido también puede nombrarse como anhídrido carbónico.

Ejemplo: En el Fe2O3 el O tiene subíndice 3, por lo tanto el prefijo adecuado es tri- y el Fe tiene subíndice 2, por lo tanto se debe anteponer el prefijo “di” a la palabra hierro. Se nombran los elementos de derecha a izquierda.

Fe2O3: trióxido de dihierro

 

El mineral cuarzo está compuesto por un óxido: SiO2.

A PRACTICAR LO APRENDIDO

  1. Completar la siguiente tabla:
Elemento Número de oxidación Fórmula del óxido Nombre tradicional Nombre por estequiometría Nombre por numerales de Stock
Magnesio (Mg) +2 óxido de magnesio
+1 monóxido de dicobre
Cobre (Cu) +2
+1 óxido hipobromoso
+7 Br2O7

RESPUESTA

Elemento Número de oxidación Fórmula del óxido Nombre tradicional Nombre por estequiometría Nombre por numerales de Stock
Magnesio (Mg) +2 MgO óxido de magnesio monóxido de monomagnesio óxido de magnesio
 Cobre (Cu) +1  Cu2O óxido cuproso monóxido de dicobre óxido de cobre (I)
Cobre (Cu) +2  CuO óxido cúprico monóxido de monocobre óxido de cobre (II)
 Bromo (Br) +1  Br2O óxido hipobromoso  monóxido de dibromo óxido de bromo (I)
 Bromo (Br) +7 Br2O7  óxido perbrómico heptóxido de dibromo  óxido de bromo (VII)
¿Sabías qué...?
El óxido de calcio (CaO) es la sustancia conocida como cal viva o cal. Se utiliza en construcción, en pinturas y también tiene un uso asombroso: para la elaboración de zapallos en almíbar.

Afinidad y valencia químicas

Los elementos químicos son sustancias que no pueden descomponerse en sustancias más simples mediante procesos químicos ordinarios. Los elementos son los materiales fundamentales de los que se compone toda la materia.

Valencia y afinidad química

El concepto de afinidad química hace referencia a la tendencia de un átomo o de una molécula a reaccionar o combinarse con otros átomos u otras moléculas distintos. Definido en términos parecidos, el concepto ya fue introducido en la química en el s. XVIII. Pero para que un concepto tenga realmente carácter científico debe estar asociado a una magnitud medible y de ahí que en el s. XIX se explorasen posibles maneras de medir la afinidad. Se asoció finalmente con la disminución de la energía libre (función de estado de un sistema que depende de la concentración de las sustancias, la presión y la temperatura). Sin embargo, nosotros utilizaremos aquí el concepto de afinidad de un modo laxo, como un recurso de lenguaje para expresar la tendencia a reaccionar de dos sustancias, dos moléculas o dos átomos.

¿Sabías qué...?
El 6 de marzo de 1869 fue presentada por el científico ruso Dimitri Mendeleev la primera tabla periódica. El elemento radioactivo mendelevium es un homenaje a él.

Si dos elementos son afines, en condiciones adecuadas reaccionarán para formar un compuesto. Esos dos elementos se combinarán en determinada proporción, lo que sugiere el concepto de valencia química, que puede definirse como un número entero que expresa la capacidad de combinación de un átomo con otros para formar un compuesto. Aclararemos y ampliaremos esta definición con un ejemplo: el hidrógeno y el oxígeno se combinan para dar agua según la reacción

hidrógeno + oxígeno agua

La fórmula del agua es H2O, lo que significa que la molécula de agua está formada por tres átomos: dos de hidrógeno y uno de oxígeno. Así pues, el oxígeno y el hidrógeno se combinan en la proporción 1:2, es decir, que el oxígeno “vale” o tiene valencia doble que la del hidrógeno. Si damos el valor 1 a la valencia del hidrógeno, la valencia del oxígeno será 2.

Las valencias son el número de enlaces que puede formar un elemento químico.

Análogamente a como hemos razonado la valencia del oxígeno se razona la valencia de otros no metales. Así, para el cloro, puesto que se une al hidrógeno para formar cloruro de hidrógeno (HCl) en la proporción 1:1, la valencia será 1; para el nitrógeno, que se une al hidrógeno para formar amoníaco (NH3) en la proporción 1:3, la valencia será 3; y para el carbono, que se une al hidrógeno para formar metano (CH4) en la proporción 1:4, la valencia será 4.

En el caso de los metales, la valencia se computa a partir del número de átomos de hidrógeno que el metal sustituye en un compuesto. Así, en el cloruro de sodio (sal común, NaCl) el átomo de sodio, Na, sustituye a un átomo de hidrógeno (ya que el ácido del que deriva la sal es HCl), por lo tanto la valencia del sodio es 1. En el carbonato de calcio (caliza, CaCO3), el átomo de calcio sustituye a dos átomos de hidrógeno, por lo tanto la valencia del calcio es 2.

Existen muchos elementos que presentan valencias de valores distintos; así el nitrógeno es trivalente en el amoníaco, pero forma óxidos con las valencias 2, 3, 4 y 5.

Teoría del enlace de valencia

Es una teoría química que explica que un átomo central de una molécula tiende a formar pares de electrones, de acuerdo con las restricciones geométricas, definidas por la regla del octeto.

Congreso de Valencia

Las principales transformaciones políticas de Venezuela en el siglo XIX se llevaron a cabo a través de tres congresos, uno que declaró la independencia, otro que ratificó el sistema federal y el más significativo que se realizó en 1830 con la finalidad de legitimar la separación de Venezuela de la Gran Colombia.

El Congreso Constituyente se realizó en Valencia el 6 de mayo de 1830 y fue convocado por el General José Antonio Páez.

Contó con la asistencia de varios diputados provenientes de algunas dependencias del país:

  • Ramón Ayala, Pedro Machado, Alejo Fortique, José Luis Cabrera, Manuel Quintero, Pedro Pablo Díaz, José María Vargas, Ángel Quintero, Francisco Javier Yanes y Andrés Narvarte por Caracas
  • Antonio José Soublette y Juan Álvarez por la provincia de Guayana.
  • José Tadeo Monagas, Eduardo Antonio Hurtado y Matías Lovera por Barcelona.
  • Juan José Pulido, Antonio Febres Cordero, Ramón Delgado, Bartolomé Balda y Francisco Unda por Barinas.
  • Ramón Troconis, Ricardo Labastida y Juan Evangelista González por Maracaibo.
  • José Grau por Cumaná.
  • Miguel Peña, Vicente Michelena, José Hilario Cistiaga, Andrés Albizu, José Manuel de los Ríos, José Manuel Landa, Diego Bautista Urbaneja y Francisco Toribio Pérez por Carabobo.
  • Juan de Dios Picón, Juan de Dios Ruiz y Agustín Chipia por Mérida.
  • José María Tellería y Manuel Urbina por Coro.
  • Rafael de Guevara por Margarita.
  • Domingo Navas Spínola por Apure.

Directiva

Estuvo formada por Francisco Yanes como presidente y Andrés Narvarte como vicepresidente; los secretarios fueron Manuel Muñoz y Rafael Acevedo.

Propósitos del Congreso

Tuvo como finalidad separar a Venezuela de la Gran Colombia y proclamar una nueva Constitución, basada en un sistema de gobierno central federal y así contribuir con la eliminación de los fueros eclesiásticos y militares, el otorgamiento de los derechos a los ciudadanos, el establecimiento de la división de los poderes del Estado en Ejecutivo, Legislativo y Judicial y la prohibición de la reelección inmediata de los presidentes, entre otros. Esta Constitución estuvo vigente por 27 años.

Valencia como sede del Congreso

Esta provincia fue escogida como sede del evento, debido a que era el lugar donde residía José Antonio Páez quien era el Jefe Civil y Militar del Departamento de Venezuela; además en este lugar tuvo origen el movimiento separatista conocido como La Cosiata, que ocurrió entre los años 1826 y 1829.

Las sesiones de este Congreso iniciaron el 6 de mayo de 1830 y culminaron el 14 de octubre de ese mismo año.

Constitución de 1830

Finalmente, el Congreso proclamó la nueva Constitución de Venezuela, por lo que los objetivos de Páez se cumplieron y luego de la disolución de la Gran Colombia se catalogó como el primer Presidente Constitucional de Venezuela.

¿Sabías qué...?
Con esta Constitución se mantuvo la pena de muerte, ya que los legisladores la consideraron como necesaria.
Este acontecimiento dio paso al establecimiento de Venezuela como república independiente.

Esta Constitución estaba formada por un preámbulo y 228 artículos distribuidos en 28 títulos; en ella,se estableció que el territorio nacional comprendía todo aquello que hasta 1810 se señaló como Capitanía General de Venezuela. Ante esto, la república quedaba independizada de cualquier dominio extranjero y no podía ser establecida como patrimonio personal de ninguna familia o persona.

Títulos de la Constitución Venezolana

TITULO 1. De la nación Venezolana y de su territorio.

TITULO 2. Del Gobierno de Venezuela.

TITULO 3. De los Venezolanos.

TITULO 4. De los deberes de los Venezolanos.

TITULO 5. De los derechos políticos los Venezolanos.

TITULO 6. De las elecciones en general.

TITULO 7.De las asambleas parroquiales.

TITULO 8. De las Asambleas, o Colegios Electorales.

TITULO 9. Disposiciones comunes a las asambleas parroquiales y colegios electorales.

TITULO 10. Del Poder Legislativo.

TITULO 11. De La Cámara de Representantes.

TITULO 12. De la Cámara del Senado.

TITULO 13. De las funciones económicas y disposiciones comunes a ambas Cámaras.

TITULO 14. De las atribuciones del Congreso.

TITULO 15. De la formación de las leyes y de su promulgación.

TITULO 16. Del Poder Ejecutivo.

TITULO 17. Del Consejo de Gobierno.

TITULO 18. De los Secretarios del despacho.

TITULO 19. Del poder judicial.

TITULO 20. De la Suprema Corte de Justicia.

TITULO 21. De las Cortes Superiores de Justicia.

TITULO 22. Disposiciones generales en el orden judicial.

TITULO 23. De la administración interior de las provincias.

TITULO 24. De los gobernadores de provincia y jefes de cantón.

TITULO 25. De la fuerza armada.

TITULO 26. Disposiciones generales.

TITULO 27. Del juramento de los empleados.

TITULO 28. De la observancia, interpretación, y reforma de la Constitución.

La Constitución de 1830 declaraba como venezolanos a los hombres que habían nacido en el territorio nacional o que eran de padre o madre venezolanos nacidos en territorio de la Gran Colombia, y para que lograran disfrutar de los derechos ciudadanos requerían además:

  • Estar casado o ser mayor de 21 años.
  • Tener una propiedad raíz con un rendimiento anual de cincuenta pesos, o bien, ejercer alguna profesión u oficio cuyo ingreso al año llegara a los cien pesos.

Poderes del Estado

La división de los poderes del Estado quedaron de la siguiente manera: Poder Ejecutivo ejercido por el Presidente de la República, el vicepresidente y algunos ministros; el Poder Legislativo constituido por el Congreso Nacional y el Poder Judicial representado por la Corte Suprema, las Cortes Superiores y los Tribunales menores.

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.

 

Átomo de nitrógeno.

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.

Símbolos de Lewis de los gases nobles.

 

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:

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

 

  1. 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:

  1. 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.
  2. 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.
  3. Completar primero los octetos de los elementos unidos al átomo central.
  4. Colocar los electrones faltantes en el átomo central aun si no cumplen con la regla del octeto.
  5. Cuando el átomo central no cumple con el octeto es recomendable probar con enlaces múltiples.
  6. Conocer las excepciones de la regla del octeto.