cómo dibujar la estructura de lewis

Una estructura de Lewis es un diagrama que muestra los enlaces químicos entre los átomos de una molécula y los electrones de valencia o pares de electrones solitarios. El diagrama también se llama diagrama de puntos de Lewis, fórmula de puntos de Lewis o diagrama de puntos de electrones. Las estructuras de Lewis toman su nombre de Gilbert N. Lewis, quien introdujo la teoría del enlace de valencia y las estructuras de puntos en el artículo de 1916 The Atom and the Molecule.

Una estructura de Lewis muestra cómo se organizan los electrones alrededor de los átomos, pero no explica cómo se comparten los electrones entre los átomos, cómo se forman los enlaces químicos o cuál es la geometría de una molécula. A continuación se explica cómo dibujar una estructura de Lewis, con ejemplos y una mirada tanto a la importancia como a las limitaciones de los diagramas.

Partes de una estructura de Lewis

Las estructuras de Lewis se dibujan para moléculas y complejos. Una estructura de Lewis consta de las siguientes partes:

  • Símbolos de elementos
  • Puntos que indican electrones de valencia.
  • Líneas que indican enlaces químicos (una línea para un enlace simple, dos para un enlace doble, etc.)
  • Los puntos y las líneas satisfacen la regla del octeto.
  • Si la estructura tiene una carga neta, los corchetes la encierran y la carga se enumera en la esquina superior derecha

Nota: A veces, los términos «estructura de Lewis» y «estructura de puntos de electrones» se utilizan indistintamente. Técnicamente, son un poco diferentes. Una estructura de Lewis usa líneas para indicar enlaces químicos, mientras que una estructura de puntos de electrones solo usa puntos.

Pasos para dibujar una estructura de Lewis

Solo hay unos pocos pasos para dibujar una estructura de Lewis, pero puede ser necesario un poco de prueba y error para hacerlo bien.

  1. Encuentre el número total de electrones de valencia para todos los átomos de la molécula. Para una molécula neutra, esta es la suma de los electrones de valencia en cada átomo. El número de electrones de valencia de un elemento suele ser el mismo que el número de su grupo en la tabla periódica (excepto el helio y los metales). Si la molécula tiene carga, reste un electrón por cada carga positiva o agregue un electrón por cada carga negativa. Por ejemplo, para NO , tiene 5 electrones para el átomo de nitrógeno y 3 x 6 = 18 electrones para los átomos de oxígeno, más un electrón de valencia para la carga neta, lo que da un total de 24 electrones de valencia (5 + 18 + 1 ).
  2. Dibuja la estructura del esqueleto de la molécula. En este punto, suponga que los átomos están conectados por enlaces simples. Por lo general, el átomo que tiene más sitios de enlace es el átomo central (por lo que el carbono sería central sobre el oxígeno).
  3. Determine cuántos electrones se necesitan para satisfacer la regla del octeto. La capa de electrones de valencia de hidrógeno y helio se llena con 2 electrones. Para otros átomos, hasta el período 4 de la tabla periódica, la capa de valencia se llena con 8 electrones. Cada enlace químico requiere dos electrones, así que use dos electrones de valencia para formar cada enlace entre los átomos en la estructura del esqueleto. Para el NO , se utilizaron 6 electrones para dibujar los enlaces simples del esqueleto. Entonces, quedan 18 electrones. Comenzando con el átomo más electronegativo, distribuya estos electrones para intentar llenar los octetos de los átomos.
  4. Distribuye los electrones de valencia restantes. Dibuja estos electrones no enlazados como puntos alrededor de los átomos para satisfacer la regla del octeto.
  5. Dibuja los enlaces químicos en la moléculaSi todos los octetos no están llenos, cree enlaces dobles o triples. Para hacer esto, use un solo par de electrones en un átomo electronegativo y conviértalo en un par de enlace compartido con un átomo electropositivo que carece de electrones.
  6. Verifique que tenga la carga formal más baja para cada átomo. No viole la regla del octeto. La carga formal es el número de electrones de valencia, menos la mitad del número de electrones de enlace, menos el número de electrones solitarios. Entonces, para cada oxígeno de enlace simple es 6 – 1 – 6 = -1; para el nitrógeno es 5 – 4 – 0 = +1; para el oxígeno de doble enlace es 6 – 2 – 4 = 0. Hay dos átomos de oxígeno de enlace simple, un nitrógeno y un oxígeno de enlace doble, por lo que la carga formal neta es -1 + -1 + 1 + 0 = -1. Indique los cargos formales por separado o dibuje un corchete alrededor de la estructura y agregue – o -1 como superíndice.
Estructuras de Lewis de agua, nitrato y dióxido de carbono

Diferentes formas de dibujar estructuras de Lewis

Hay más de una forma «correcta» de dibujar una estructura de Lewis. Si está dibujando las estructuras para una clase de química, asegúrese de saber qué espera su instructor. Por ejemplo, algunos químicos prefieren ver estructuras esqueléticas que no muestran ninguna geometría, mientras que otros prefieren ver formas (p. Ej., La forma doblada del agua, con pares de electrones no enlazantes en ángulo en un lado del átomo de oxígeno). A algunos les gusta ver los átomos y sus electrones en color (por ejemplo, el oxígeno y sus electrones en rojo, el carbono y sus átomos en negro).

Por qué las estructuras de Lewis son importantes

Las estructuras de Lewis ayudan a describir los estados de valencia, enlace químico y oxidación porque muchos átomos llenan o llenan la mitad de su capa de valencia. El comportamiento descrito por las estructuras se aproxima mucho al comportamiento real de los elementos más ligeros, que tienen ocho electrones de valencia. Por lo tanto, son particularmente útiles en química orgánica y bioquímica, que se basa en el comportamiento del carbono, el hidrógeno y el oxígeno. Aunque las estructuras de Lewis no necesariamente muestran geometría, se utilizan para predecir geometría, reactividad y polaridad.

Limitaciones de las estructuras de Lewis

Si bien es útil para algunas aplicaciones, las estructuras de Lewis no son perfectas. No funcionan bien cuando las moléculas contienen átomos con más de ocho electrones de valencia, como los lantánidos y actínidos. Los compuestos inorgánicos y organometálicos emplean esquemas de unión más allá de los descritos por las estructuras de Lewis. En particular, los orbitales moleculares pueden estar completamente deslocalizados. Las estructuras de Lewis no tienen en cuenta la aromaticidad. Incluso con moléculas más ligeras (O 2, ClO 2, NO), las estructuras predichas difieren del comportamiento real lo suficiente como para que las estructuras de Lewis puedan conducir a predicciones incorrectas sobre la longitud del enlace, las propiedades magnéticas y el orden de los enlaces.

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