En esta publicación nos dedicaremos a exponer de forma clara y detallada la Estructura de Lewis y su importancia en la formación de enlaces químicos en los átomos de un compuesto; además, mostrar y resolver paso a paso algunos ejercicios que nos ayudaran a comprender el tema en profundidad.

Este post refuerza lo que ya hemos explicado en la publicación de enlace químico (haz clic  aquí para ver el tema de enlace químico)  y complementa los conceptos y ejemplos desarrollados.

Teoría de Lewis

De acuerdo con diversos autores como Raymond Chang y Kenneth A. Goldsby en Química undécima edición, Lewis plantea que los átomos en un enlace químico alcanzan una estabilidad cuando tienen una configuración electrónica de ocho electrones en su último nivel de energía, similar a la de los gases nobles.

A excepción del hidrógeno, que alcanza la configuración electrónica del helio en dos electrones en su único nivel.

Para ello, los elementos tendrán la tendencia de transferir o compartir electrones, con la finalidad de alcanzar ocho electrones en el nivel de energía más externo $ ns^{2}np^{6} $ (con excepción del helio), esto se conoce como la regla del octeto.

Aspectos Básicos:

En cuanto a las ideas básicas de esta teoría podemos destacar las siguientes:

1. Los electrones que se encuentran en el nivel de energía más externo al núcleo del átomo son los que participan en el enlace químico y se les conoce como electrones de valencia.
2. Los electrones se transfieren (enlace iónico) o se comparten (enlace covalente), con la finalidad de que los átomos alcancen una configuración electrónica especialmente estable.

Estructura de Lewis

La estructura de Lewis es una representación de los electrones enlazados y de los pares libres de cada uno de los átomos que constituye una molécula o un ion poliatómico.

Lewis plantea una estructura para representar los enlaces químicos entre los átomos, la cual consiste en un símbolo químico que representa el núcleo y los electrones internos del átomo, y alrededor de éste se encuentran unos puntos que constituyen los electrones de valencia (los del último nivel de energía).

En las representaciones de puntos de Lewis, solo los electrones de los orbitales más externos s y p ocupados se muestran como puntos, como se muestra en la figura 1 (haz clic  aquí para ver el tema de diagrama de orbitales).

En la figura 1, se presentan los símbolos de puntos de Lewis, para los elementos representativos y los gases nobles, donde se puede evidenciar que, a excepción del helio, el número de electrones de valencia de cada átomo es igual al número de grupo del elemento en la tabla periódica.

Por ejemplo, el calcio (Ca) es un elemento del grupo 2A y tiene dos puntos para sus dos electrones de valencia.

Utilidad de la Estructura de Lewis

Es importante destacar que la estructura de Lewis es de gran utilidad, porque nos permite contabilizar los electrones que se comparten en un enlace químico, así como también nos facilita recordar la cantidad de electrones de valencia presentes.

En este sentido debemos tener en cuenta que la estructura de Lewis nos da una visión completa del enlace covalente, siendo de gran utilidad para representar los enlaces en muchos compuestos y predecir las propiedades y reacciones de las moléculas.

Posteriormente, el químico alemán Friedrich August Kekulé propuso una forma más sencilla de estructuras de líneas o guiones (-) por enlaces. La representación de un enlace covalente de dos electrones se realiza a través de una línea trazada entre los átomos.

Otro aspecto a considerar es que los metales de transición, lantánidos y actínidos, tienen capas internas incompletas y en general no es posible escribir símbolos sencillos de puntos de Lewis para ellos.

Pasos a seguir para construir la Estructura de Lewis

Les recomendamos seguir los siguientes pasos que nos facilitaran la escritura de las estructuras de Lewis de los compuestos:

Paso 1. Escribir la estructura fundamental del compuesto mediante símbolos químicos

para mostrar qué átomos están unidos entre sí. En general, el átomo menos electronegativo ocupa la posición central (el hidrógeno y el flúor no pueden ser átomos centrales). Cada enlace se representa mediante una raya o mediante dos puntos.

Paso 2. Contar el número total de electrones de valencia presentes en la estructura,

para ello puedes consultar la figura 1. Sí es un ion, se añade un electrón por cada carga negativa y se resta un electrón por cada carga positiva.

Paso 3. Dibujar un enlace sencillo entre el átomo central y cada uno de los átomos que lo rodean.

Completa los octetos de los átomos enlazados al átomo central (ten presente que la capa de valencia del átomo de hidrógeno se completa solo con dos electrones).

Los electrones pertenecientes al átomo central o a los átomos que lo rodean deben quedar representados como pares libres (electrones sin compartir) si no participan en el enlace. El número total de electrones empleados es el que se determinó en el paso 2.

Paso 4. Finalmente, si el átomo central tiene menos de ocho electrones,

trata de formar enlaces dobles o triples entre el átomo central y los átomos que lo rodean, utilizando los pares libres de los átomos circundantes, para así completar el octeto del átomo central.

Ejemplo 1 Escriba la estructura de Lewis del trifluoruro de nitrógeno ($NF_{3}$)

Solución:

Seguimos el procedimiento anterior para escribir la estructura de Lewis.

Paso 1. Escribir la estructura fundamental del compuesto mediante símbolos químicos para mostrar qué átomos están unidos entre sí. En este caso, el átomo de nitrógeno N es menos electronegativo (ocupa la posición central) que el flúor F, así que la estructura básica del $NF_{3}$ es:

Paso 2. Contar el número total de electrones de valencia presentes en la estructura.

Las configuraciones electrónicas de las capas externas del N y F son $ 2s^{2}2p^{3} $ y $ 2s^{2}2p^{5} $, respectivamente, (haz clic  aquí si quieres ver el tema de configuración electrónica).

Los electrones de valencia para el átomo de Nitrógeno (N) y el Flúor (F) son 5 y 7 respectivamente. Por lo tanto, 5 + (7×3) = 26 electrones de valencia para el $NF_{3}$.

Paso 3. Dibujar un enlace covalente sencillo entre el átomo central (Nitrógeno) y cada uno de los átomos que lo rodean (Flúor) y completamos los octetos para los átomos de F. Los dos electrones que restan los colocamos en el N como pares de electrones libres

 

 

 

 

 

Debido a que la estructura satisface la regla del octeto para todos los átomos, no es necesario el paso 4.

Ejemplo 2: Representar la estructura de Lewis para el ácido nítrico ($HNO_{3}$).

Solución:

Seguimos el  mismo procedimiento anterior para escribir la estructura de Lewis.

Paso 1. Escribir la estructura fundamental del compuesto mediante símbolos químicos para mostrar qué átomos están unidos entre sí. En este caso, el átomo de nitrógeno (N) es menos electronegativo (ocupa la posición central) que el oxígeno (O), así que la estructura básica del $HNO_{3}$ es:

Paso 2. Contar el número total de electrones de valencia presentes en la estructura.

Las configuraciones electrónicas de las capas externas del N, O y H son $ 2s^{2}2p^{3} $ y $ 2s^{2}2p^{4} $ y $ 1s^{1} $, respectivamente, como ya lo explicamos detalladamente en el tema de configuración electrónica.

Los electrones de valencia para el átomo de Nitrógeno (N), el Oxígeno (O) y el Hidrógeno son 5, 6 y 1 respectivamente (ver figura 1). Por lo tanto, 5 + (3×6)+1 = 24 electrones de valencia para el $HNO_{3}$.

Paso 3. Dibujar un enlace covalente sencillo entre el átomo central (Nitrógeno) y cada uno de los tres átomos de Oxígeno y el átomo de Hidrógeno. Enseguida lo llenamos con los electrones necesarios para satisfacer la regla del octeto para los átomos de O:

Paso 4. Finalmente, si el átomo central tiene menos de ocho electrones, trata de formar enlaces dobles o triples entre el átomo central y los átomos que lo rodean.

Observamos que esta estructura satisface la regla del octeto para todos los átomos de O pero no para el átomo N, que sólo tiene seis electrones.

Por lo tanto, movemos un par libre de electrones de uno de los átomos de O de los extremos para formar otro enlace con el N. Así, la regla del octeto también se cumple para este átomo:

Ejemplo 3: Representar la estructura de Lewis para el ion carbonato ($CO_{3}^{2-}$).

Solución:

Seguimos el  mismo procedimiento anterior para escribir la estructura de Lewis teniendo en cuenta que éste es un anión con dos cargas negativas.

 

Paso 1. Podemos deducir la estructura básica del ion carbonato ya que sabemos que el C es menos electronegativo que el O. Por lo tanto, ocupa la posición central,

Paso 2. Contar el número total de electrones de valencia presentes en la estructura.

Las configuraciones electrónicas de las capas externas de C y O son $ 2s^{2}2p^{2} $ y $ 2s^{2}2p^{4} $, respectivamente, y el ion en sí tiene dos cargas negativas.

Los electrones de valencia para el átomo de carbono (C) y el Oxígeno (O) son  4 y 6 respectivamente (ver figura 1). Por lo tanto, 4 + (3×6) +2 = 24 electrones de valencia para el $CO_{3}^{2-}$.

Paso 3. Dibujamos un enlace covalente sencillo entre el C y cada O y se cumple con la regla del octeto para los átomos de O:

Esta estructura muestra los 24 electrones.

Paso 4. Finalmente, La regla del octeto se satisface para los átomos de O, mas no para el átomo de C.

Por lo tanto, debemos mover un par libre de uno de los átomos de O para formar otro enlace con C. Así, la regla del octeto también se satisface para el átomo de C:

Utilizamos los corchetes para indicar que la carga -2 se encuentra en la molécula completa.

Diversos tipos de enlaces covalentes y su estructura de Lewis

¿Alguna vez has considerado que la formación de enlaces químicos, entre átomos con propiedades idénticas o similares, nos garantiza la permanencia en el planeta y la vida?

El oxígeno que utilizamos en el proceso de respiración está conformado por dos átomos de oxígeno debidamente enlazados; la molécula de nitrógeno, elemento que representa aproximadamente el 78% del aire de la atmósfera, y la del agua, indispensable para los seres vivos, también se mantienen unidas por enlaces covalentes.

Si quieres conocer las propiedades y caracteristicas de los gases presentes en el aire haz click aquí.

Los átomos pueden formar distintos tipos de enlaces covalentes. Sí no se cumple la regla del octeto para el átomo central, se deben intentar escribir dobles o triples enlaces, El hidrógeno y el flúor no pueden formar enlaces múltiples.

Enlace Sencillo:

En un enlace sencillo, dos átomos se unen por medio de un par de electrones.

Ejemplo 4: Representar la estructura de Lewis para el metano ($CH_{4}$)

cada átomo de hidrógeno (H) tiene un electrón de valencia $ 1s^{1} $, que se representa con un punto, mientras que el átomo de carbono (C) posee cuatro electrones de valencia $ 1s^{2}2s^{2}2p^{2} $.

De acuerdo a la estructura de Lewis del metano, se puede evidenciar que la cantidad de enlaces covalentes que forma un átomo dependerá de cuántos electrones de valencia tenga y de la cantidad de electrones que necesite para cumplir con la regla del octeto.

Por lo tanto, los cuatro electrones de valencia del carbono le confieren la capacidad de formar cuatro enlaces covalentes, lo cual se denomina tetravalencia.

Esto es debido a que todos los átomos se combinan formando moléculas para tratar de completar ocho electrones en su capa más externa, ya que de esta manera ellos se encuentran estables.

En muchos compuestos se forman enlaces múltiples, es decir, cuando dos átomos comparten dos o más pares de electrones.

Enlace Doble:

Si dos átomos comparten dos pares de electrones, el enlace covalente se denomina enlace doble.

Ejemplo 5: Al representar la Estructura de Lewis para la molécula de Oxígeno ($O_{2}$)

En la representación de la molécula de oxígeno, a diferencia de la del metano ($CH_{4}$), los átomos de oxígeno comparten dos pares de electrones, formando un enlace covalente doble.

Enlace Triple:

Un enlace triple surge cuando dos átomos comparten tres pares de electrones, como en la molécula de nitrógeno ($N_{2}$).

Ejemplo 6: Al representar la Estructura de Lewis para la molécula de Nitrógeno ($N_{2}$)

Por último, tenemos la representación de la molécula de nitrógeno, donde los átomos de nitrógeno comparten tres pares de electrones, formando un enlace covalente triple.

Carga formal y estructura de Lewis

La carga formal es la carga hipotética de un átomo en una molécula o ion poliatómico. Para obtener la carga formal, contamos los electrones enlazantes como si estuvieran compartidos de la misma forma entre los dos átomos enlazados.

El concepto de carga formal nos permite escribir fórmulas de Lewis correctas en la mayor parte de los casos.

En términos energéticos, la fórmula más favorable de una molécula suele ser aquella en la cual la carga formal de cada átomo es de cero o lo más cercana posible a cero.

Para asignar el número de electrones a un átomo en una Estructura de Lewis, procedemos de la siguiente forma:

• Todos los electrones no enlazantes del átomo se asignan al átomo.
• Rompemos los enlaces entre el átomo y los otros átomos y asignamos la mitad de los electrones enlazantes al átomo.

Reglas para asignar la carga formal

Las siguientes reglas son útiles para escribir las cargas formales:

1. En las moléculas, la suma de las cargas formales debe ser cero porque las moléculas son especies eléctricamente neutras. (Esta regla se aplica, por ejemplo, para la molécula de $O_{3}$).
2. En los cationes la suma de las cargas formales debe ser igual a la carga positiva. En los aniones la suma de las cargas formales debe ser igual a la carga negativa.

Ejemplo 7: Carga formal de la molécula de Ozono ($O_{3}$)

El concepto de carga formal lo mostraremos con la molécula de ozono. Siguiendo los pasos que hemos utilizado dibujamos la estructura básica del $O_{3}$, y enseguida agregamos enlaces y electrones para satisfacer la regla del octeto para los dos átomos de los extremos:

Observe que aunque utilizamos todos los electrones disponibles, la regla del octeto no se cumplió para el átomo central (O).

Para resolver esto, convertimos un par libre de uno de los átomos terminales en un segundo enlace entre ese átomo y el átomo central, como sigue:

Ahora se puede calcular la carga formal de cada átomo del $O_{3}$ mediante el siguiente esquema:

$ e^{-} $ de valencia                              6                        6                       6

$ e^{-} $ asignados al átomo               6                        5                       7

Diferencia (carga formal)              0                      +1                    -1

donde las líneas onduladas rojas denotan la ruptura de los enlaces. Observe que la ruptura de un enlace sencillo da como resultado la transferencia de un electrón, la ruptura de un enlace doble produce la transferencia de dos electrones a cada uno de los átomos enlazados, y así sucesivamente. Así, las cargas formales de los átomos en $O_{3}$ son

La suma de las cargas formales del $O_{3}$ es (0)+ 1+ (-1) =0. Esto concuerda con la regla 1.

Ejemplo 8: Escriba las cargas formales para el ion carbonato ($CO_{3}^{2-}$).

Solución:

Los mismos pasos del procedimiento anterior pueden aplicarse a iones. La estructura de Lewis del ion carbonato se desarrolló en el ejemplo 3.

Restamos el número de electrones no enlazantes y la mitad de los electrones de enlace a los electrones de valencia de cada átomo.

El átomo de C: El átomo de C tiene cuatro electrones de valencia y no hay electrones no enlazantes en el átomo en la estructura de Lewis. La ruptura del enlace doble y de dos enlaces sencillos produce la transferencia de cuatro electrones al átomo de C. Así, la carga formal es 4 – 4 = 0.

El átomo de O en C=O: El átomo de O tiene seis electrones de valencia y hay cuatro electrones no enlazantes en el átomo. La ruptura del enlace doble da como resultado la transferencia de dos electrones al átomo de O. Aquí la carga formal es 6 – 4 – 2 = 0.

Los átomos de O en cada enlace sencillo C—O: Este átomo tiene seis electrones no enlazantes y la ruptura del único enlace le transfiere otro electrón. Así, la carga formal es 6 – 6 – 1 = -1.

Por lo tanto, la estructura de Lewis para $CO_{3}^{2-}$ con cargas formales es:

Observe que la suma de las cargas formales es -2, la misma que la carga en el ion carbonato, esto concuerda con la regla 2.

Insuficiencia de la teoría de Lewis

La teoría de Lewis permite predecir la estructura de muchos compuestos y establece, a partir de los electrones de valencia de los átomos enlazantes, la configuración estable de los gases nobles.

Átomos como los del carbono, el nitrógeno, el oxígeno y el flúor cumplen con la regla del octeto. Sin embargo, como todo modelo, esta teoría tiene sus excepciones.

Algunos átomos, por ejemplo el fósforo, el azufre, el cloro y otros elementos no metálicos del período 3 y posteriores períodos de la tabla periódica, no cumplen con la regla del octeto, esto se debe a tres razones principales:

El octeto incompleto

En algunos compuestos, el número de electrones que rodean el átomo central de una molécula estable es inferior a ocho. A estos compuestos se les denomina compuestos deficientes de electrones.

Considere, por ejemplo, el berilio, un elemento del grupo 2A (y del segundo periodo). La configuración electrónica del berilio es $ 1s^{2}2s^{2} $; tiene dos electrones de valencia en el orbital $2s$.

Ejemplo 9: Al representar la estructura de Lewis para la molécula de hidruro de berilio ($BeH_{2}$)

En fase gaseosa, el hidruro de berilio ($BeH_{2}$) existe como moléculas discretas. La estructura de Lewis es

Como podemos observar, sólo cuatro electrones rodean el átomo de Be y no hay forma de satisfacer la regla del octeto para el berilio en esta molécula.

Nota: Los elementos del grupo 3A, en particular el boro y el aluminio, también tienden a formar compuestos cuyos átomos se rodean de menos de ocho electrones.

Moléculas con número impar de electrones

Algunas moléculas contienen un número impar de electrones. Entre ellas se encuentra el óxido nítrico (NO) y el dióxido de nitrógeno ($NO_{2}$):

Puesto que requerimos un número par de electrones para completar ocho, la regla del octeto no puede cumplirse para todos los átomos en cualquiera de estas moléculas.

Las moléculas con número impar de electrones algunas veces se denominan radicales.

Muchos radicales son altamente reactivos. La razón es que el electrón desapareado tiende a formar un enlace covalente con un electrón desapareado de otra molécula.

El octeto expandido

En este caso, los átomos de los elementos que pertenecen al tercer período de la tabla periódica en adelante forman algunos compuestos que tienen más de ocho electrones de valencia alrededor del átomo central.

Además de los orbitales 3s y 3p, los elementos del tercer periodo también tienen orbitales 3d que pueden formar enlaces. Estos orbitales permiten que un átomo forme un octeto expandido.

Entre los compuestos para los que se extiende el octeto se encuentra el hexafluoruro de azufre ($SF_{6}$)

Ejemplo 10: Representar la estructura de Lewis para el hexafluoruro de azufre ($SF_{6}$)

El azufre tiene seis electrones de valencia y su configuración electrónica es [Ne]$ 3s^{2}3p^{4} $. La estructura de Lewis es

Como podemos observar, en el $SF_{6}$, cada electrón de valencia forma un enlace covalente con un electrón de un átomo de flúor, lo cual suma doce electrones alrededor del átomo central de azufre.

 

Sigue atento al blog que dentro de poco estaremos publicando nuevos contenidos que contribuirán a tu formación. Esperamos que la información sea de tu agrado y te ayude.

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