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Las estructuras de Lewis permiten representar el enlace químico. Aunque pueden usarse para cualquier tipo de átomo o compuesto, lo habitual es que se usen para compuestos covalentes.
Estos diagramas representan el núcleo y los electrones internos del átomo, lo que se conoce como “core”, mediante su símbolo químico. Rodeando este símbolo, se ubican puntos que representan a los electrones más externos, los electrones de valencia, los cuales juegan un papel fundamental en las interacciones químicas y la formación de enlaces.
Por ejemplo, el diagrama de Lewis para el oxígeno (Z=8): 1s2 2s2 2p4, con 6 electrones de valencia es:
Vamos a ver dos métodos. El primero, un poco menos intuitivo pero que nunca falla y un segundo método muy sencillo que en algunos iones o ácidos puede darnos algún problema:
Método 1:
Debemos colocar cada átomo rodeado de sus electrones de valencia y dibujar enlaces de manera que se llenen los octetos, es decir, que cada átomo quede rodeado de 8 electrones.
Hay algunas excepciones:
H: su última capa se llena con 2 electrones.
Be y B: son excepciones a la regla del octeto. Deben terminar rodeados de 4 y 6 electrones, respectivamente.
P, Se y S: pueden expandir su octeto y tener más de 8 electrones rodeándoles.
Veamos este método con una molécula sencilla, el HCl.
Debemos colocar los electrones de valencia alrededor de cada átomo. Los electrones impares van a formar parte de un enlace, así que colocarlos enfrentados a otros átomos nos facilitará la vida posteriormente.
El hidrógeno tiene 1 electrón de valencia (1s1) y el cloro, 7 (1s2 2s2 2p5).
Al cloro le falta un electrón para llenar su octeto, y al hidrógeno, también. Así que tiene sentido pensar que ambos comparten un electrón. Cada electrón solitario que dibujamos formará parte del enlace covalente:
Cada par de electrones compartidos forma un enlace, y puede representarse con una raya:
Y esta sería la estructura de Lewis para el HCl.
Normalmente nos encontraremos con moléculas de más de dos átomos. En ese caso tendremos que elegir un átomo central. Ese átomo será siempre el menos electronegativo (a excepción del hidrógeno, que nunca puede ser el átomo central). Veámoslo por ejemplo con el agua, H2O.
El hidrógeno no puede ser átomo central, así que lo debe ser el oxígeno:
El hidrógeno tiene un electrón de valencia (1s1) y el oxígeno, 6 (1s2 2s2 2p4).
Podemos intuir que el oxígeno tiene que formar enlace con dos hidrógenos, así que usará al menos un electrón para enlazarse con cada uno. Dibujar un electrón “apuntando” hacia cada hidrógeno, nos facilitará ver mejor la estructura de Lewis final:
Si no hubiésemos tenido esto en cuenta, podría costarnos un poquito más reorganizar los electrones y los enlaces, aunque también sería posible, claro:
No todos los enlaces son simples. Hay enlaces covalentes dobles, y triples. Veamos el caso del O2:
El oxígeno tiene 6 electrones de valencia, como ya hemos visto:
Fíjate como, si seguimos la misma lógica que antes, en la estructura de Lewis final hay electrones desapareados. Y eso no puede pasar.
Pero si enlazamos dos pares de electrones, creando un enlace doble, todos los electrones quedan apareados, formando la estructura final del O2.
Intentemos lo mismo con el HCN.
El hidrógeno tiene un electrón de valencia (1s1), el carbono, 4 (1s2 2s2 2p2) y el nitrógeno, 5 (1s2 2s2 2p3).
El átomo central debe ser el menos electronegativo sin tener en cuenta el hidrógeno. Así que elegimos el carbono.
Si intentamos dibujar la estructura de Lewis de esta forma, es fácil ver como el nitrógeno y el carbono terminan rodeados de 6 electrones, en lugar de 8. Esta molécula no cumple la regla del octeto:
Para hacerlo, el nitrógeno debe compartir más de un electrón. Si compartiese dos, pasaría lo mismo que intentamos hacer con el oxígeno antes, quedarían electrones desapareados. Así que debe compartir 3 pares de electrones:
En general, si el átomo central no cumple su octeto, se deben utilizar pares solitarios de los átomos periféricos para formar dobles y triples enlace.
Debemos también tener en cuenta que no todos los átomos tienen por qué ir unidos al átomo central. Es el caso, por ejemplo, de los oxoácidos que, además, tienen un par de detalles un poco más liosos. Veamos un ejemplo con el ácido nítrico (HNO3).
El hidrogeno tiene 1 electrón de valencia (1s1) el nitrógeno tiene 5 (1s2 2s2 2p3) y el oxígeno tiene 6 (1s2 2s2 2p4).
Para dibujar este tipo de oxoácidos debes tener en cuenta SIEMPRE estas tres cosas:
Si el oxígeno de abajo hubiese compartido dos de sus electrones, el nitrógeno central habría quedado rodeado de 10 electrones, en lugar de cumplir su octeto con 8.
Por esto es fundamental comprobar siempre el número de electrones que rodean a cada elemento al terminar la estructura.
Nos falta por ver la representación de iones, especialmente los poliatómicos. Pero, por su complejidad, vamos a estudiarlos únicamente con el método 2.
Método 2:
Haremos unos cálculos sencillos que nos permitirán calcular el número de electrones totales:
Veamos, por ejemplo, el cloruro de berilio (BeCl2).
Be: 1s2 2s2
Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
2. Cálculo de los electrones que hacen falta para llenar los octetos. Normalmente, serán 8 por átomo. Salvo el hidrógeno, que se llena con dos, y las excepciones a la regla del octeto (Be y B, que se llenan con 4 y 6 electrones respectivamente).
3. Cálculo de los electrones enlazantes. Restamos el número de electrones que necesitamos para llenar los octetos menos el número de electrones de valencia que tenemos:
Ten en cuenta que cada enlace está formado por dos electrones. Tener 4 electrones enlazantes implica tener 2 enlaces.
4. Cálculo de los electrones no enlazantes. Restamos el número de electrones de valencia que tiene la molécula menos los enlazantes, que ya hemos utilizado en formar enlaces:
Una vez tengamos estos cálculos hechos, no tenemos más que identificar el átomo central (si lo hubiese), colocar los átomos de la molécula, formar los enlaces simples entre ellos y ver qué electrones faltan por colocar:
Primero colocamos los átomos alrededor del átomo central (el menos electronegativo, es decir, el berilio) y formamos los enlaces simples.
El segundo paso es ver cuántos electrones enlazantes faltan. En este caso, al tener 2 enlaces, que contienen 4 electrones enlazantes, ya están todos colocados.
Por último, colocamos los 12 electrones no enlazantes en los átomos a los que le falten para llenar su octeto:
Hagámoslo ahora con una molécula más compleja, como el ácido sulfúrico (H2SO4).
H: 1s1
S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
O: 1s2 2s2 2p4
Al ser un ácido, los hidrógenos se unen directamente a los oxígenos periféricos, no al átomo central (que debe ser el azufre, por ser el menos electronegativo, a excepción del hidrógeno).
Coloquemos los átomos alrededor del átomo central y formemos los enlaces simples para generar la molécula:
Coloquemos los electrones enlazantes restantes.
Posteriormente, los no enlazantes. Si sobran electrones, deben ponerse siempre en el átomo central porque algunos átomos (como azufre o fósforo) pueden expandir su octeto y tener más de 8 electrones en su última capa.
En general, aunque no siempre, los átomos que están en el periodo 3 o más, pueden expandir su octeto.
El último ejemplo que veremos con este método es la representación de iones. Veamos, por ejemplo, el ion carbonato (CO32-).
Este tipo de iones vienen de oxoácidos que han perdido sus hidrógenos (en este caso, del ácido carbónico: H2CO3). No es que sea fundamental saber esto, pero puede ayudarte a ver que la estructura es la misma que la del ácido, pero eliminando sus hidrógenos.
C: 1s2 2s2 2p2
O: 1s2 2s2 2p4
Para crear la estructura de Lewis de los iones, debemos considerar las cargas negativas como electrones extra, y las positivas como electrones faltantes. Al tener 2 cargas negativas, añadiremos 2 electrones a los e- de valencia. Si tuviese cargas positivas, las restaríamos.
Coloquemos los átomos alrededor del átomo central y formemos los enlaces simples para generar la molécula. Como viene de un ácido sabemos que hay, al menos, un enlace doble:
Coloquemos los electrones enlazantes restantes.
Y los no enlazantes:
Es importante colocar la carga de la molécula. Realmente, cada una de las cargas negativas recae sobre un oxígeno, pero el cálculo de las cargas formales de cada átomo se excede, en general, del nivel de bachillerato. Así que podemos representar las dos cargas negativas entre corchetes.
1. Calcular la estructura de Lewis de la molécula CH3OH.
Solución
C: 1s2 2s2 2p2
H: 1s1
O: 1s2 2s2 2p4
e- valencia = 4 + 4·1 + 6 = 14
e- octeto = 8 + 8 + 4·2= 24
e- enlazantes = 24 – 14 = 10
e- no enlazantes = 14 – 10 = 4
El átomo central es el átomo menos electronegativo (a excepción del hidrógeno). Es decir, el carbono.
Como tenemos un alcohol, uno de los hidrógenos no irá unido al carbono central, sino a uno de los oxígenos periféricos:
2. Calcular la estructura de Lewis de la molécula HCN.
Solución
C: 1s2 2s2 2p2
H: 1s1
N: 1s2 2s2 2p3
e- valencia = 4 + 1 + 5 = 10
e- octeto = 8 + 2 + 8 = 18
e- enlazantes = 18 – 10 = 8
e- no enlazantes = 10 – 8 = 2
El átomo central es el átomo menos electronegativo (a excepción del hidrógeno). Es decir, el carbono.
3. Calcular la estructura de Lewis de la molécula OF2.
Solución
O: 1s2 2s2 2p4
F: 1s2 2s2 2p5
e- valencia = 6 + 2·7 = 20
e- octeto = 8 + 2·8 = 24
e- enlazantes = 24 – 20 = 4
e- no enlazantes = 20 – 4 = 16
El átomo central es el átomo menos electronegativo. Es decir, el oxígeno.
4. Calcular la estructura de Lewis de la molécula PCl3.
Solución
P: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
Cl: 1s2 2s2 2p3 3s2 3p5
e- valencia = 5 + 3·7 = 26
e- octeto = 4·8 = 32
e- enlazantes = 32 – 26 = 6
e- no enlazantes = 26 – 6 = 20
El átomo central es el átomo menos electronegativo. Es decir, el fósforo.
5. Calcular la estructura de Lewis de la molécula BeCl2.
Solución
Cl: 1s2 2s2 2p3 3s2 3p5
Be: 1s2 2s2
e- valencia = 2 + 2·7 = 16
e- octeto = 4 + 2·8 = 20 (el berilio es una excepción: llena su octeto con dos electrones)
e- enlazantes = 20– 16 = 4
e- no enlazantes = 16 – 4 = 12
El átomo central es el átomo menos electronegativo. Es decir, el berilio.
6. Calcular la estructura de Lewis de la molécula CO2.
Solución
C: 1s2 2s2 2p2
O: 1s2 2s2 2p4
e- valencia = 4 + 2·6 = 16
e- octeto = 8 + 2·8 = 24
e- enlazantes = 24 – 16 = 8
e- no enlazantes = 16 – 8 = 8
El átomo central es el átomo menos electronegativo. Es decir, el carbono.
7. Calcular la estructura de Lewis de la molécula NH4+
Solución
N: 1s2 2s2 2p3
H: 1s1
e- valencia = 4·1 + 5 - 1 = 8 (Restamos un electrón porque el ion tiene una carga positiva)
e- octeto = 8 + 2·4 = 16
e- enlazantes = 16 – 8 = 8
e- no enlazantes = 8 – 8 = 0
El átomo central es el átomo menos electronegativo (a excepción del hidrógeno). Es decir, el nitrógeno.
Uno de los enlaces es un enlace dativo en el que el nitrógeno pone los dos electrones del enlace.
8. Calcular la estructura de Lewis de la molécula NH2-.
Solución
N: 1s2 2s2 2p3
H: 1s1
e- valencia = 2·1 + 5 + 1 = 8 (Sumamos un electrón porque el ion tiene una carga negativa)
e- octeto = 8 + 2·2 = 12
e- enlazantes = 12 – 8 = 4
e- no enlazantes = 8 – 4 = 4
El átomo central es el átomo menos electronegativo (a excepción del hidrógeno). Es decir, el nitrógeno.
9. Calcular la estructura de Lewis de la molécula NO+.
Solución
N: 1s2 2s2 2p3
O: 1s2 2s2 2p4
e- valencia = 5 + 6 - 1 = 10 (Restamos un electrón porque el ion tiene una carga positiva)
e- octeto = 8 + 8 = 16
e- enlazantes = 16 – 10 = 6
e- no enlazantes = 10 – 6 = 4
10. Calcular la estructura de Lewis de la molécula HClO4.
Solución
Cl: 1s2 2s2 2p5
O: 1s2 2s2 2p4
H: 1s1
e- valencia = 4 + 2·6 = 16
e- octeto = 8 + 2·8 = 24
e- enlazantes = 24 – 16 = 8
e- no enlazantes = 16 – 8 = 8
El átomo central es el átomo menos electronegativo (a excepción del hidrógeno). Es decir, el cloro.
Como tenemos un ácido, uno de los hidrógenos no irá unido al cloro central, sino a uno de los oxígenos periféricos. El cloro puede tener su octeto expandido, ya que está en el periodo 3.
