Las estructuras de Lewis

¿Para qué se utilizan las estructuras de Lewis?

Las estructuras de Lewis utilizan símbolos electrónicos para mostrar cómo están ordenados los electrones en la molécula.

La fórmula estructural usa símbolos químicos y enlaces para mostrar posiciones relativas de los átomos. Con la estructura de Lewis se puede predecir la fórmula estructural de las moléculas.

¿Cómo dibujar estructuras de Lewis?

1. Predecir la ubicación de ciertos átomos.

a) El H es un átomo terminal o extremo debido a que comparte un sólo par de electrones y se conecta a un solo átomo.
b) El átomo que ejerce la menor atracción sobre electrones compartidos en la molécula es el átomo central. Usualmente, éste elemento es el más cercano al lado izquierdo de la tabla periódica. Los demás átomos se convierten en átomos terminales.

2. Encontrar el número total de electrones disponibles para enlazar.

3. Determinar el número de pares de enlace dividiendo entre 2 el número de electrones disponibles para enlace.

4. Ubicar un par de enlace (enlace simple) entre el átomo central y cada uno de los átomos terminales.

5. Del número de pares de enlace que determinaste en el paso 3, se resta el número de pares que usaste en el paso 4. Los pares de electrones restantes incluyen pares libres, así como pares usados en enlaces dobles y triples. Coloca pares solitarios alrededor de cada átomo terminal para satisfacer la regla del octeto. Cualquier par restante se asigna al átomo central.

6. Si el átomo central no está rodeado por 4 pares de electrones, no tiene un octeto. Debes convertir uno o dos de los pares de electrones libres de los átomos terminales en un enlace doble o triple entre el átomo terminal y el átomo central. Estos pares permanecen asociados al átomo terminal así como al átomo central. El nitrógeno, oxígeno, carbono y azufre pueden formar enlaces dobles o triples con el mismo elemento o con otro elemento.

Excepciones a la regla del octeto:

Algunas moléculas e iones no cumplen con la regla del octeto. Existen tres excepciones:

i) Cuando una molécula tiene un número impar de electrones de valencia y no puede formar un octeto alrededor de cada átomo. Ejemplo, NO2, (5 del N y 12 del O, total de 17 e-s). Otros ejemplos: ClO2 y NO.

ii) Algunos compuestos se forman con menos de 8 e-s presentes alrededor de un átomo. Ejemplo, BH3, donde el B metal del grupo IIIA forma 3 enlaces covalentes con otros átomos no metálicos.

El átomo de B comparte un total de 6 e-s dos menos que el número necesario para formar un octeto.

Nota importante: Cuando un átomo dona un par de electrones para compartirlo con otro átomo o con un ión que necesita 2 electrones para ser estable se forma un enlace covalente coordinado.

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