▷ Dibuja ESTRUCTURAS de LEWIS (FÁCIL Y RÁPIDO)

Aquí tienes una explicación de la teoría de lewis, pero antes, para entrar en materia, un poco de historia de la química;

Entre finales del siglo IXX y principios del XX, el fisicoquímico estadounidense Gilbert Newton Lewis comenzó a hablar del término covalencia (compartición electrónica en el enlace atómico) y propuso una forma de dilucidar la ordenación de los átomos que forman las moléculas en el espacio.

Son las denominadas estructuras de Lewis, teoría electrónica de Lewis, modelo de Lewis o diagrama de punto y raya diagonal.

En ellas se puede ver la forma en la que los diferentes átomos se encuentran enlazados ya sea por enlaces simples, dobles o triples.

Generalmente se utilizan líneas continuas para representar los pares de electrones que forman parte del enlace y puntos para los pares de electrones solitarios que no forman parte de él.

Cada átomo se dibuja primeramente rodeado de sus electrones de valencia, es decir los electrones que posee su capa más externa y que serán los involucrados en el enlace.

Es fácil deducir los electrones de la última capa sabiendo el grupo al que pertenece el elemento; por ejemplo, los átomos pertenecientes al grupo 1 y 2 poseen valencia 1 y 2 respectivamente, y los del grupo 13,14,15,16,17 y 18 tienen 3,4,5,6,7 y 8 respectivamente.

Nótese que es fácil de recordar, simplemente hay que “eliminar el primer número del grupo” para deducir sus electrones de valencia.

Tras esto se deduce cuál es el átomo central de la molécula y se procede a enlazar los átomos, teniendo en cuenta que todos tienden a presentar la estructura más estable, esta es, la que cumpla la regla del octeto.

Es decir, que presenten 8 electrones en su capa de valencia les proporciona una estructura similar a la de los gases nobles, maximizando su estabilidad.

Cada enlace simple proporciona 2 electrones de valencia, los dobles 4, los triples 6 y cada par solitario son 2 electrones en esa capa de valencia.

Finalmente se enlazan los átomos, haciéndoles cumplir la regla del octeto y asignándoles, si fuera necesario, una carga, para ello debemos de calcular las cargas formales mediante la siguiente fórmula:

Cf = Carga formal del átomo
E_v= Electrones de valencia del átomo libre
E_ne= Electrones que no forman parte del enlace (no enlazantes)

E_e= Electrones que forman parte del enlace (enlazantes)

Generalidades de los átomos en las estructuras de Lewis

Se diferencian dos tipos de átomos, los centrales y los terminales. Los primeros se enlazan generalmente con varios del segundo grupo.

Los átomos de hidrógeno, dada su configuración electrónica particular, actúan como átomos terminales siempre, ya que sólo pueden enlazarse a un átomo.

Los elementos como el carbono son átomos centrales en la gran mayoría de los casos.

El oxígeno actúa casi siempre como átomo terminal con excepciones como el caso del H₂O o en los grupos OH.

Generalmente los átomos menos electronegativos son los que hacen de átomos centrales y los más electronegativos hacen de átomos terminales.

Procedimiento a seguir en la construcción de estructuras de Lewis

Determinar todos los electrones de valencia de la molécula.
Identificar el átomo central y los terminales.
Enlazar los átomos con enlaces simples.

Completar los octetos de los átomos terminales y después de los centrales.
Si todavía no se han completado los octetos, formar enlaces múltiples con los electrones solitarios restantes.

Excepciones a la regla del octeto

No todos los elementos se rigen por esta regla del octeto, por ejemplo, el hidrógeno sólo tiene un electrón en su capa de valencia, en el orbital s, y como mucho aceptará otro más (Ya que sólo caben un máximo de dos electrones en un orbital s).

Con estos dos electrones el hidrógeno ya será estable y nunca podrá alcanzar los 8 electrones que dicta la regla del octeto.

Además, hay algunos elementos como el fósforo o el azufre, que, por su naturaleza, la cuál será explicada más adelante, tienden a ser hipervalentes, es decir, a presentar más de 8 electrones en su capa de valencia.

Esto se denomina “octetos expandidos”.

Otros como el Boro, por ejemplo, presentan una excepción a la regla del octeto por defecto y no llegan a los 8 electrones de valencia.

Ejemplos de estructuras de Lewis

A continuación, se verán una serie de ejemplos de las estructuras más frecuentes en los ejercicios sobre el modelo de Lewis.

Las moléculas que se han propuesto como ejemplo para entender la teoría son CO_2,NH₃, SO₂, H₂O, BF₃, CH₄, NO₂, CO, N₂, H₂SO₄, HNO₃.

Estructura de Lewis de CO₂

En la estructura de lewis del dióxido de carbono, se observan 3 átomos, dos oxígenos y un carbono que actúa como átomo central.

El carbono se encuentra en el grupo 14 de la tabla periódica y por lo tanto tiene 4 electrones de valencia, por el contrario el oxígeno está en el grupo 16 lo que le hace poseedor de 6 electrones en su capa más externa (valencia).

En la figura que sigue se puede apreciar los electrones que corresponden a cada átomo.

Para llegar a cumplir la regla del octeto, ambos elementos tenderán a rodearse de 8 electrones y por tanto el carbono comparte sus 4 electrones con 2 provenientes de cada oxígeno.

La forma de posicionar los electrones es la que minimiza las repulsiones entre ellos, por esto se sitúan formando un ángulo de 120º

Estructura de Lewis del NH₃ Amoníaco

Uno de los ejercicios más comunes de estructuras de Lewis es el del NH₃, en esta molécula el átomo central es el nitrógeno que se rodea de los tres nitrógenos.

El nitrógeno al encontrarse en el grupo 15 posee 5 electrones de valencia, 3 de ellos se enlazan con cada uno de los electrones de los hidrógenos haciendo la estructura que se ve a continuación:

Estructura de Lewis del SO₂

La estructura de lewis del dióxido de azufre se compone del átomo central S, rodeado de los dos oxígenos.

Estos tres elementos forman parte del grupo 16 anfígenos, y poseen 6 electrones en su capa de valencia.

El átomo de azufre en este caso presenta una hipervalencia, es decir, una rara excepción de la regla del octeto que hace que posea más de 8 electrones en su última capa.

Los oxígenos compartirán un par de electrones cada uno con el azufre, formando dos dobles enlaces, el otro par solitario del azufre empuja a estos dobles enlaces ligeramente hacia abajo.

Esta molécula presenta una resonancia provocada por la posible deslocalización de la carga electrónica del enlace hacia el oxígeno, lo que hace reposar una carga positiva sobre el azufre y una negativa sobre el oxígeno.

Este hecho le da una estabilidad a la molécula ya que la carga negativa recae sobre el más electronegativo de los elementos.

Estructura de Lewis del agua

En la molécula del agua el átomo central es obviamente el oxígeno, que con 6 electrones, utiliza dos de ellos para enlazar con los electrones de los hidrógenos.

Con lo cual la estructura de lewis del H₂O queda de la siguiente forma, teniendo en cuanta las repulsiones interelectrónicas:

Estructura de Lewis del BF₃

En esta molécula de trifluoruro de boro se plantea otra excepción a la regla del octeto, esta vez es el boro el que la presenta un defecto de electrones y quedará rodeado de 6.

Los átomos de flúor, que se encuentran en el grupo 17 de los halógenos, tienen 7 electrones de valencia, y cada uno de ellos comparte 1 electrón con los 3 electrones de valencia del átomo de boro, el cuál actúa como átomo central de la molécula.

La estructura de lewis resultante queda de la siguiente forma:

Estructura de Lewis del CH₄

En la estructura de lewis del metano, el átomo central es el carbono.

Éste posee 4 electrones de valencia los cuales se unen a los 4 electrones de todos los hidrógenos (recordar que cada hidrógeno tiene un electrón).

La estructura que resulta es la que sigue:

Estructura de Lewis del NO₂

En la estructura de lewis del dióxido de nitrógeno, el átomo central es el nitrógeno, que presentando 5 electrones de valencia, utiliza 3 para unirse a los oxígenos, formando con uno de ellos un enlace simple y con el otro uno doble.

Nótese que la estructura puede escribirse de dos formas que son totalmente correctas. Este fenómeno se denomina resonancia.

El oxígeno unido por enlace simple presenta 3 pares de electrones solitarios y por el contrario el otro tiene dos pares.

Las estructuras válidas para el NO₂son dos, ambas perfectamente correctas. Nótese cómo el nitrógeno no llega a tener sus 5 electrones característicos de valencia y por tanto al haber perdido un electrón, tiene carga positiva.

Por el contrario el oxígeno que posee el enlace simple llevará una carga negativa al estar rodeado por 7 electrones, y no con 6 como sería su estado natural.

En realidad se sabe que los dos enlaces son iguales por lo que ninguna de estas dos estructuras resonantes es del todo cierta si se quiere ser más exactos se debería de dibujar un híbrido de resonancia con enlaces intermedios entre simple y doble, resultando una estructura como la siguiente:

Estructura de Lewis del Monóxido de carbono

Como la molécula del CO tiene dos átomos no existe ningún átomo central en ella.

Para que ambos átomos cumplan el octeto, ambos deben tener unos electrones de valencia que no corresponden a sus estados naturales, en concreto, el carbono tiene un electrón más de los 4 que debería tener, y el oxígeno uno menos.

Este hecho hace que el carbono presente una carga negativa y el oxígeno una positiva. La estructura de lewis del CO es por tanto:

Estructura de Lewis N₂

La estructura de lewis del nitrógeno es muy sencilla si ya has comprendido las anteriores.

Cada átomo de nitrógeno tiene 5 electrones, 10 en total.

Seis de ellos se combinarán en un enlace triple y los 4 restantes formarán parte de dos pares solitarios, uno perteneciente a cada nitrógeno.

Estructura de Lewis del Ácido sulfúrico

La estructura del H₂SO₄ es quizás algo más compleja, ya que se trata de una molécula más grande de lo habitual, con 7 átomos en su estructura.

Siguiendo la estrategia habitual, elegimos el átomo de azufre como el central.

El azufre es capaz de ampliar su capa de valencia, y por lo tanto rodearse de más átomos.

Los átomos de oxígeno son terminales, excepto los dos que llevan la función –OH.

La estructura final que resulta de aplicar las normas es la siguiente:

Estructura de Lewis del HNO₃

En la molécula del ácido nítrico, el átomo central es el de nitrógeno. Éste se rodea de los tres oxígenos que forman parte del compuesto.

Dos oxígenos serán terminales, pero el que pertenece al grupo –OH no. Al tratar de hacer cumplir el octeto se ve que un oxígeno se rodea de 7 electrones, uno más de lo que debería, confiriéndole una carga negativa.

El átomo de nitrógeno central, por el contrario, tiene un electrón menos de los 5 que debería tener, por lo que está cargado positivamente.

Estos hechos comentados se reflejan en la estructura que puedes ver debajo.