La Estructuras de Lewis

Estructuras de Lewis

Estructuras de Lewis

Los gases nobles se encuentran formados por átomos aislados porque no requieren compartir electrones entre dos o más átomos, ya que tienen en su capa de valencia ocho electrones, lo que les da su gran estabilidad e inercia.

Los otros elementos gaseosos en cambio, se encuentran siempre formando moléculas diatómicas. Veamos por qué.

Cada átomo de flúor tiene siete electrones en su capa de valencia, le falta sólo uno para lograr completar los ocho, que según la Regla del Octeto, le dan estabilidad.

Si cada átomo de flúor comparte su electrón impar con otro átomo de flúor, ambos tendrán ocho electrones a su alrededor y se habrá formado un enlace covalente con esos dos electrones que se comparten entre ambos átomos

Esta idea de la formación de un enlace mediante la compartición de un par de electrones fue propuesta por Lewis, y sigue siendo un concepto fundamental en la comprensión del enlace químico.

Podemos aplicar el modelo de Lewis para explicar la formación de la molécula de Oxígeno

Para que cada uno de los dos átomos de oxígeno complete un octeto de electrones, es necesario que compartan entre ellos DOS pares electrónicos. A esta situación se le conoce como DOBLE ENLACE.

De manera análoga, la formación de la molécula diatómica de nitrógeno mediante el modelo de Lewis, lleva a plantear un TRIPLE ENLACE entre los átomos de N, para que ambos completen el octeto.

El hidrógeno elemental también está constituido por moléculas diatómicas, pero debido a que están formadas por átomos con un solo electrón, es imposible que cumpla con la regla del octeto, el hidrógeno sólo tiende a tener DOS electrones alrededor.

Otros ejemplos de sustancias gaseosas, pero formados por dos elementos son; los óxidos de carbono, los óxidos de nitrógeno y los halogenuros de hidrógeno.

A continuación se ve la representación de Lewis para estos últimos; X puede ser F, Cl, Br ó I, todos ellos tienen siete electrones en su capa de valencia:

Otros ejemplos de compuestos gaseosos formados por moléculas con más de dos átomos, son: los dióxidos de carbono, nitrógeno y azufre, (CO2, NO2, SO2). El amoniaco (NH3), el metano (CH4), y el sulfuro de hidrógeno (H2S).

Método general para obtener estructuras de Lewis

• • Observa el tipo y el número de átomos que tiene el compuesto, a partir de su fórmula química.

• • Determina el número de electrones de valencia que tiene cada átomo, para lo cual puedes utilizar su posición en la tabla periódica. Con esta información también conoces el número total de electrones de valencia que vas a utilizar para construir la estructura de puntos.

• • Dibuja una propuesta de esqueleto para el compuesto. Para ello une a los átomos presentes entre sí con líneas rectas (éstas representan pares de electrones compartidos, o sea, enlaces sencillos). Este paso puede resultar difícil, ya que no es común contar con suficiente información para esbozar el esqueleto. Sin embargo, y a menos que tengas alguna otra información, asume que en moléculas sencillas que tienen un átomo de un elemento y varios átomos de otro, el átomo único está en el centro.

Coloca los puntos alrededor de los átomos de tal manera que cada uno tenga ocho electrones (para cumplir con la regla del octeto). Recuerda que el hidrógeno es una excepción y tan sólo tendrá dos puntos.

• • Verifica que el número total de electrones de valencia esté plasmado en tu estructura. Si no es el caso, posiblemente se trate de un compuesto que no satisface la regla del octeto (ve la sección “¡Error! No se encuentra el origen de la referencia.”).

Como un ejemplo del empleo de estas reglas, en la Tabla 5 se resume la determinación de la estructura de puntos del cloroformo, CHCl3. El compuesto cumple con la regla del octeto y al completar los octetos de carbono y cloros nos encontramos con los 26 electrones de valencia en total.

Tabla. Determinación de la estructura de Lewis del CHCl3.

Molécula Tipo y número de átomos Electrones de valencia de cada átomo Número total de electrones de valencia Estructura del esqueleto Arreglo de los puntos

CHCl3

C=1

H=1

Cl=3

C=4

H=1

Cl=7

C=1x4=4

H=1x1=1

Cl=3x7=21

TOTAL=26

Moléculas con enlaces dobles y triples. Ya vimos como el modelo de Lewis explica las moléculas de O2 y de N2.

Tomemos ahora el caso del dióxido de carbono (CO2) y tratemos de dibujar su estructura de puntos. En la Tabla 6 se resumen la información necesaria y las estructuras posibles para esta molécula.

Otros ejemplos de moléculas con enlaces múltiples son el cianuro de hidrógeno, HCN y el formol, H2CO. Dibuja sus estructuras de Lewis.

Molécula Tipo y número de átomos que forman la molécula

Electrones de valencia de cada átomo

Número total de electrones de valencia

Estructura del esqueleto

Arreglo de los puntos

CO2

C=1

O=2

C=4

O=6

C=1 x 4=4

O=2 x 6=12

TOTAL=16 O-C-O

ENLACES QUMICOS

Un enlace químico es el proceso químico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es un área compleja que está descrita por las leyes de la química cuántica.

Enlace covalente: El enlace covalente polar es intermediado en su carácter entre un enlace covalente y un enlace iónico. Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra.

Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de electrones, dobles al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten tres pares de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro pares de electrones.

Los enlaces covalentes no polares se forman entre átomos iguales, no hay variación en el número de oxidación. Los enlaces covalentes polares se forman con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula es eléctricamente neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas originando la polaridad, un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro electronegativo.

En otras palabras, el enlace covalente es la unión entre átomos en donde se da un compartimiento de electrones, los

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