{"id":17819,"date":"2023-11-30T14:54:20","date_gmt":"2023-11-30T17:54:20","guid":{"rendered":"http:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/?p=17819"},"modified":"2023-11-30T14:54:20","modified_gmt":"2023-11-30T17:54:20","slug":"carga-formal-y-estructura-de-lewis","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/?p=17819","title":{"rendered":"Carga formal y estructura de Lewis"},"content":{"rendered":"

Los qu\u00edmicos lograron comprender c\u00f3mo se forman las mol\u00e9culas tras el desarrollo de la tabla peri\u00f3dica y el concepto de “configuraci\u00f3n electr\u00f3nica”. Lewis contribuy\u00f3 con estos avances gracias a un sistema de puntos para representar electrones de valencia de un \u00e1tomo, ion o mol\u00e9cula; la distribuci\u00f3n de estos se conoce por su carga formal.<\/em><\/span><\/p>\n

\"\"
De acuerdo a Gilbert Lewis, los \u00e1tomos se combinan entre ellos para obtener la configuraci\u00f3n electr\u00f3nica m\u00e1s estable, la cual es igual al del gas noble m\u00e1s cercano.<\/figcaption><\/figure>\n

Gilbert lewis y su aporte a la qu\u00edmica<\/span><\/p>\n

Gilbert Newton Lewis fue un qu\u00edmico estadounidense que realiz\u00f3 significativos aportes en el estudio de los enlaces qu\u00edmicos. Seg\u00fan Lewis, los \u00e1tomos se combinan para alcanzar una configuraci\u00f3n electr\u00f3nica m\u00e1s estable<\/strong>; y la estabilidad m\u00e1xima se alcanza cuando el \u00e1tomo es isoelectr\u00f3nico con un gas noble<\/strong>.<\/p>\n

\n

\u00c1tomos isoelectr\u00f3nicos<\/strong><\/p>\n

Dos \u00e1tomos o iones son isoelectr\u00f3nicos si tienen el mismo n\u00famero de electrones, y por lo tanto, la misma configuraci\u00f3n electr\u00f3nica. Por ejemplo:<\/p>\n

    \n
  • El cati\u00f3n K+<\/sup>\u00a0es isoelectr\u00f3nico con el \u00e1tomo de Ar porque:<\/li>\n<\/ul>\n

    K+<\/sup> \u2192 1s2<\/sup> 2s2<\/sup> 2p6<\/sup> 3s2<\/sup> 3p6<\/span><\/sup><\/p>\n

    Ar \u2192 1s2<\/sup> 2s2<\/sup> 2p6<\/sup> 3s2<\/sup> 3p6<\/sup><\/p>\n

      \n
    • El ani\u00f3n F\u2212<\/sup> es isoelectr\u00f3nico con el \u00e1tomo de Ne porque:<\/li>\n<\/ul>\n

      F\u2212<\/sup>\u00a0\u2192 1s2<\/sup> 2s2<\/sup> 2p6<\/sup><\/p>\n

      Ne\u00a0\u2192\u00a01s2<\/sup> 2s2<\/sup> 2p6<\/sup><\/p>\n<\/div><\/div>\n

      S\u00edmbolos de puntos de Lewis<\/h2>\n

      Un s\u00edmbolo de puntos de Lewis<\/strong> contiene el s\u00edmbolo del elemento y un punto por cada electr\u00f3n de valencia del \u00e1tomo de un elemento. Los electrones de valencia son los m\u00e1s externos en un \u00e1tomo y los que se utilizan en los enlaces qu\u00edmicos.<\/strong><\/p>\n

      – Ejemplos:<\/strong><\/p>\n\n\n\n\n\n\n
      Nombre del elemento<\/strong><\/span><\/td>\nConfiguraci\u00f3n electr\u00f3nica<\/strong><\/span><\/td>\nElectrones de valencia<\/strong><\/span><\/td>\nPuntos\u00a0de Lewis<\/b><\/span><\/td>\n<\/tr>\n
      Calcio<\/td>\n1s2<\/sup> 2s2<\/sup> 2p6<\/sup> 3s2<\/sup> 3p6<\/sup> 4s<\/span>2<\/sup><\/strong><\/td>\n2<\/td>\n\"\"<\/td>\n<\/tr>\n
      Nitr\u00f3geno<\/td>\n1s2<\/sup> 2s<\/span>2<\/sup> 2p<\/span>3<\/sup><\/strong><\/td>\n5<\/td>\n\"\"<\/td>\n<\/tr>\n
      Cloro<\/td>\n1s2<\/sup> 2s2<\/sup> 2p6<\/sup> 3s<\/span>2<\/sup> 3p<\/span>5<\/sup><\/strong><\/td>\n7<\/td>\n\"\"<\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n

      En la configuraci\u00f3n electr\u00f3nica de cada elemento se resaltan las capas de electrones m\u00e1s externas o capa de valencia<\/strong>.<\/p>\n

      \"\"
      S\u00edmbolos de puntos de Lewis de los elementos representativos y los gases nobles.<\/figcaption><\/figure>\n

      Observa que, a excepci\u00f3n del helio, la cantidad de electrones de valencia de cada \u00e1tomo es igual al grupo en el que se encuentra el elemento en la tabla peri\u00f3dica.<\/p>\n

      Escritura de las estructuras de Lewis<\/h2>\n

      La estructura de Lewis es una forma de representar un enlace covalente<\/strong>, en el que el par de electrones compartidos se muestran con l\u00edneas<\/strong> o como pares de puntos entre dos \u00e1tomos. Los pares libres no compartidos<\/strong> se dibujan como pares de puntos en los \u00e1tomos individuales.<\/p>\n

      \u00bfSab\u00edas qu\u00e9?<\/div>
      Gilbert Lewis propuso la regla del octeto<\/strong>, la cual afirma que un \u00e1tomo, excepto el hidr\u00f3geno y el helio, tiende a formar enlaces hasta rodearse de ocho electrones de valencia.<\/div><\/div>\n

      Los pasos para escribir la estructura de Lewis de una mol\u00e9cula como NF3<\/sub> son los siguientes:<\/p>\n

      1. Escribe el esqueleto de la estructura.<\/strong><\/p>\n

      Por lo general, el \u00e1tomo menos electronegativo ocupa la posici\u00f3n central mientras que los \u00e1tomos de H y F suelen estar en las posiciones terminales.<\/p>\n

      \"\"<\/p>\n

       <\/p>\n

      2. Cuenta el n\u00famero total de electrones de valencia.<\/strong><\/p>\n

      La mol\u00e9cula NF3<\/sub> tiene un \u00e1tomo de N y tres \u00e1tomos de F. As\u00ed que debemos determinar los electrones de valencia de cada \u00e1tomo y luego sumarlos.<\/p>\n

      N\u00a0\u2192\u00a01s2<\/sup> 2s<\/span>2<\/sup><\/span>\u00a02p<\/span>3<\/sup><\/span>\u00a0\u2192 <\/strong>5 electrones de valencia.<\/p>\n

      F\u00a0\u2192\u00a01s2<\/sup> 2s<\/span>2<\/sup><\/span>\u00a02p<\/span>5<\/sup><\/span>\u00a0<\/strong>\u2192 7\u00a0electrones de valencia.<\/p>\n

      Como solo hay un \u00e1tomo de N, los electrones de valencia para N son 5 (1\u00a0\u00d7 5 = 5); en cambio, hay tres \u00e1tomos de F, as\u00ed que multiplicamos la cantidad de \u00e1tomos de F por sus electrones de valencia, lo que da como resultado 21 electrones de valencia (3\u00a0\u00d7 7 = 21 ) para F. Luego sumamos:<\/p>\n

      Electrones de NF3<\/sub> = 5 + 21 = 26<\/strong><\/p>\n

       <\/p>\n

      3. Dibuja los enlaces covalentes.<\/strong><\/p>\n

      Al principio coloca enlaces sencillos entre el \u00e1tomo central y cada \u00e1tomo terminal. Completa el octeto de cada \u00e1tomo con puntos de Lewis. El n\u00famero total de electrones (tanto en los pares enlazados como los pares libres) debe ser igual a los calculados anteriormente: 26.<\/p>\n

      \"\"<\/p>\n

       <\/p>\n

      4. Comprueba la regla del octeto.<\/strong><\/p>\n\n\n\n\n
      Cada \u00e1tomo de F tiene un par de electrones compartidos (una l\u00ednea) y 3 pares de electrones libres no compartidos (6 puntos). Cada \u00e1tomo de F cumple con la regla del octeto porque tienen 8 electrones alrededor.<\/td>\nEl \u00e1tomo de N tiene 3 pares de electrones compartidos (3 l\u00edneas) y un par de electrones libres no compartidos (2 puntos). El \u00e1tomo de N cumple con la regla del octeto porque tiene 8 electrones alrededor.<\/td>\n<\/tr>\n
      \"\"<\/td>\n\"\"<\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n

      Si contamos la cantidad de electrones compartidos (representados con l\u00edneas) y no compartidos (representados con puntos) en toda la mol\u00e9cula el resultado debe ser 26. Observa:<\/p>\n

      Electrones de NF3<\/sub> = 6 electrones compartidos + 20 electrones no compartidos = 26<\/strong><\/p>\n

       <\/p>\n

      Estructura de Lewis del ion\u00a0carbonato (CO3<\/sub>)2\u2212<\/sup><\/strong><\/h3>\n

      1. Dibujamos la estructura b\u00e1sica o esqueleto. Como el carbono es el \u00e1tomo menos electronegativo va en el centro.<\/p>\n

      \"\"<\/p>\n

       <\/p>\n

      2. Calculamos la cantidad total de electrones de valencia de la forma que se muestra a continuaci\u00f3n:<\/p>\n

      C\u00a0\u2192\u00a01s2<\/sup> 2s<\/span>2<\/sup>\u00a02p<\/span>2<\/sup>\u00a0\u2192 <\/strong>4 electrones de valencia.<\/p>\n

      O\u00a0\u2192\u00a01s2<\/sup> 2s<\/span>2<\/sup>\u00a02p<\/span>4<\/sup><\/strong>\u2192 6 electrones de valencia.<\/p>\n

      Hay un \u00e1tomo de C y 3 \u00e1tomos de O, adem\u00e1s, todo el ion tiene 2 cargas negativas, por lo tanto debemos sumar 2 electrones al total:<\/p>\n

      Electrones de\u00a0(CO3<\/sub>)2\u2212<\/sup> = (1 \u00d7 4) + (3\u00a0\u00d7 6) + 2 = 4 + 18 + 2 = 24<\/strong><\/p>\n

       <\/p>\n

      3. Dibujamos un enlace covalente sencillo entre el \u00e1tomo de C y cada \u00e1tomo de O. Esta estructura muestra los 24 electrones. Sin embargo, la regla del octeto se cumple solo en los ox\u00edgenos y no en el \u00e1tomo de carbono.<\/p>\n

      \"\"<\/p>\n

      Entonces movemos un par de electrones libres de uno de los \u00e1tomos de O para formar un enlace doble con C. Tambi\u00e9n debemos se\u00f1alar las 2 cargas negativas del ion, para eso colocamos toda la estructura entre corchetes y colocamos las cargas como super\u00edndice.<\/p>\n

      \"\"<\/p>\n

      4. Verificamos que se cumpla la regla del octeto en los \u00e1tomos.<\/p>\n\n\n\n\n
      Cada \u00e1tomo de O cumple con la regla del octeto porque est\u00e1 rodeado de 8 electrones. 2 \u00e1tomos de O tienen un par de electrones compartidos y 3 pares de electrones libres. Un \u00e1tomo de O tiene 2 pares de electrones compartidos y 2 pares libres.<\/td>\nEl \u00e1tomo de C cumple con la regla del octeto porque est\u00e1 rodeado de 8 electrones: un enlace doble (4 electrones compartidos) y 2 enlaces simples, en los que se comparte 2 electrones en cada uno.<\/td>\n<\/tr>\n
      \"\"<\/td>\n\"\"<\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n

      carga formal<\/h2>\n

      Una vez que hemos determinado el n\u00famero total de electrones de valencia para una estructura de Lewis no es posible saber de qu\u00e9 \u00e1tomo proceden los electrones de esta estructura. No obstante, despu\u00e9s de tener una estructura de Lewis aceptable es posible establecer de d\u00f3nde proceden los electrones si evaluamos la carga formal.<\/strong><\/p>\n

      \"\"
      La carga formal nos permiten conservar la pista de los electrones de valencia y hallar una imagen cualitativa de la distribuci\u00f3n de carga en una mol\u00e9cula.<\/figcaption><\/figure>\n

      La carga formal<\/strong> es la diferencia de carga el\u00e9ctrica que existe entre los electrones de valencia de un \u00e1tomo aislado y el n\u00famero de electrones asignados a ese mismo \u00e1tomo en una estructura de Lewis.<\/p>\n

      Carga formal del ozono O3<\/sub><\/h3>\n

      La configuraci\u00f3n electr\u00f3nica del \u00e1tomo de O es\u00a01s2<\/sup> 2s<\/span>2<\/sup>\u00a02p<\/span>4<\/sup><\/strong>; por lo tanto, cada \u00e1tomo tiene 6 electrones de valencia y la mol\u00e9cula debe tener 18 electrones totales (3 \u00d7 6 = 18).\u00a0La estructura b\u00e1sica del ozono (O3<\/sub>) con enlaces simples es esta:<\/p>\n

      \"\"<\/p>\n

      Aunque la estructura de Lewis anterior cuenta con los 18 electrones, la regla del octeto no se cumple para el \u00e1tomo de O central; as\u00ed que tenemo que convertir un par de electrones libres en un segundo enlace compartido.<\/p>\n

      \"\"<\/p>\n

      Ahora podemos calcular la carga formal a los \u00e1tomos, para esto restamos la cantidad de electrones asignados a cada \u00e1tomo a la cantidad de electrones de valencia.<\/p>\n

      \"\"<\/p>\n

      Las l\u00edneas rojas representan la ruptura de los enlaces. Al hacer esto solo consideramos la mitad de los electrones por cada enlace covalente.<\/p>\n

      Las cargas formales de todos los \u00e1tomos de O3<\/sub> se expresan de la siguiente forma:<\/p>\n

      \"\"<\/p>\n

      La mol\u00e9cula de O3<\/sub> es neutra porque +1 \u22121 = 0.<\/p>\n

      \n

      Reglas para escribir las cargas formales<\/strong><\/p>\n

        \n
      • La suma de las cargas formales de una mol\u00e9cula debe ser cero porque son especies neutras.<\/li>\n
      • La suma de las cargas formales de un cati\u00f3n debe ser igual a la carga positiva.<\/li>\n
      • La suma de las cargas formales de un ani\u00f3n debe ser igual a la carga negativa.<\/li>\n<\/ul>\n<\/div><\/div>\n

        Carga formal del ion\u00a0carbonato (CO3<\/sub>)2\u2212<\/sup><\/strong><\/h3>\n

        La estructura de Lewis de este ion fue descrita anteriormente. Para determinar la carga formal de cada \u00e1tomo tenemos que romper los enlaces:<\/p>\n

        \"\"<\/p>\n

        Luego realizamos la resta entre los electrones asignados y los de valencia:<\/p>\n

        \"\"<\/p>\n

        Escribimos la estructura de Lewis con las cargas formales:<\/p>\n

        \"\"<\/p>\n

        Nota que la suma de las cargas formales es\u00a0\u22122, que es igual a la carga del ion carbonato.<\/p>\n","protected":false},"excerpt":{"rendered":"

        Los qu\u00edmicos lograron comprender c\u00f3mo se forman las mol\u00e9culas tras el desarrollo de la tabla peri\u00f3dica y el concepto de “configuraci\u00f3n electr\u00f3nica”. Lewis contribuy\u00f3 con estos avances gracias a un sistema de puntos para representar electrones de valencia de un \u00e1tomo, ion o mol\u00e9cula; la distribuci\u00f3n de estos se conoce por su carga formal.<\/p>\n","protected":false},"author":13,"featured_media":0,"comment_status":"closed","ping_status":"closed","sticky":false,"template":"","format":"standard","meta":{"footnotes":""},"categories":[21],"tags":[11682,6128,11687,8858,8697,8800,11688,11686,5084,11683,4368,5245,3665,7370,4844,11685,4263,4240,10651,11680,11681,5079,6198,466,10348,11689,10029,5088,5436,11684,8796,5090,5080,4621,5246,5085],"_links":{"self":[{"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=\/wp\/v2\/posts\/17819"}],"collection":[{"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=\/wp\/v2\/posts"}],"about":[{"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=\/wp\/v2\/types\/post"}],"author":[{"embeddable":true,"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=\/wp\/v2\/users\/13"}],"replies":[{"embeddable":true,"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=%2Fwp%2Fv2%2Fcomments&post=17819"}],"version-history":[{"count":52,"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=\/wp\/v2\/posts\/17819\/revisions"}],"predecessor-version":[{"id":20466,"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=\/wp\/v2\/posts\/17819\/revisions\/20466"}],"wp:attachment":[{"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=%2Fwp%2Fv2%2Fmedia&parent=17819"}],"wp:term":[{"taxonomy":"category","embeddable":true,"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=%2Fwp%2Fv2%2Fcategories&post=17819"},{"taxonomy":"post_tag","embeddable":true,"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=%2Fwp%2Fv2%2Ftags&post=17819"}],"curies":[{"name":"wp","href":"https:\/\/api.w.org\/{rel}","templated":true}]}}