lewis

Vista previa del material en texto

Estructuras de Lewis 
 
La forma más sencilla de simbolizar la estructura electrónica y el enlace en una 
molécula covalente es mediante estructuras de Lewis. 
Cada electrón de valencia se representan mediante un punto, o cada par de electrones 
mediante una línea. 
Para dibujar una estructura de Lewis correcta: 
1. Se dibuja el esqueleto molecular (símbolos de los elementos distribuidos en el 
papel de acuerdo con la conectividad) 
2. Se cuenta el número total de electrones de valencia. (téngase en cuenta la 
posible carga neta de la especie) 
3. Se distribuyen los electrones teniendo en cuenta la regla del octete. Los 
átomos individuales se combinarán tendiendo a tener completa la última capa de 
electrones, es decir a adquirir la configuración electrónica del gas noble más 
próximo (2 electrones el hidrógeno y 8 electrones los elementos de la segunda 
fila de la tabla periódica). Para conseguir que se cumpla la regla puede ser 
necesario utilizar enlaces múltiples. 
 
Por ejemplo, en el metano el carbono contribuye con 4 electrones de valencia y cada 
hidrógeno con 1. Los 8 electrones rodean al átomo de carbono para dar un octete, y cada 
hidrógeno comparte un par de electrones, adquiriendo la estructura del helio (gas noble 
más próximo). De forma análoga, en el etano los 14 electrones de valencia se 
distribuyen de manera que cada C está rodeado de 8 electrones y cada hidrógeno de 2. 
H C
H
H
H
H C
H
H
H
o
metano
H C
H
H
C
H
H
H
H C
H
C
H
o H
H
H
etano 
En muchos casos existen electrones no-enlazantes (no compartidos) en la capa de 
valencia. Un par de electrones no-enlazantes se llama también par libre o solitario. Los 
átomos de oxígeno, nitrógeno y los halógenos tienen normalmente electrones no-
enlazantes en sus compuestos estables. Estos pares libres tienen, generalmente, 
importancia en la reactividad de las moléculas. Frecuentemente, los químicos orgánicos 
dibujan las estructuras moleculares omitiendo los pares no-enlazantes; estas no son 
verdaderas estructuras de Lewis, y debe asumirse el número correcto de electrones no-
enlazantes (que no se han representado). 
H C
H
N
H
H
H
H C
H
C
H
O
H
H
H
H C
H
Cl
H
metilamina etanol clorometano
par libre pares libres
pares libres
 
 
Algunos casos en los que deben dibujarse enlaces múltiples (dobles o triples) para 
satisfacer la regla del octete se muestran a continuación: 
C C
H
H
H
H
C O
H
H
C N
HH
H
C C HH C C CC H
H
H
H
H
H C NC
H
H
H
etileno formaldehído folmaldimina acetileno dimetilacetileno acetonitrilo 
Normalmente, en moléculas orgánicas neutras, el carbono forma 4 enlaces, el nitrógeno 
3, el oxígeno 2, y el hidrógeno y los halógenos 1. El número de enlaces (sencillos o 
combinados en forma de enlaces dobles o triples) que normalmente forma un elemento 
es su valencia. Así, el carbono es tetravalente, el nitrógeno trivalente, el oxígeno 
divalente, y el hidrógeno y los halógenos monovalentes. 
Patrones de enlace comunes en moléculas neutras: 
 
C
 
N
 
O
 
H Cl
 
 Carbono Nitrógeno Oxígeno Hidrógeno halógenos 
VALENCIA 4 3 2 1 1 
PARES 
LIBRES 
0 1 2 0 3 
 
Cuando un par de electrones de enlace está igualmente repartido entre los dos átomos 
que participan en el enlace, se dice que es un enlace no-polar. Cuando los dos átomos 
que participan en un enlace son diferentes, generalmente tienen diferente 
electronegatividad, y uno de ellos (el más electronegativo) atrae más hacia sí el par 
electrónico. El resultado es una distribución asimétrica de la carga y, en este caso se 
habla de enlaces polares. La polaridad del enlace puede representarse mediante los 
símbolos δ+ y δ- sobre los átomos correspondientes, que simbolizan las cargas parciales, 
o pequeña cantidad de carga positiva o negativa, sobre estos átomos. La polaridad de un 
enlace se expresa como su momento dipolar (µ), definido como la cantidad de 
separación de carga multiplicada por la longitud del enlace: µ = δ · λ. 
HH
enlace covalente
no-polar
C Cl
enlace covalente
polar
Na+ Cl
-
enlace iónico
δ+ δ-
 
Cuanto mayor es la diferencia de electronegatividad entre los elementos que participan 
en un enlace, mayor es la polaridad de este. La electronegatividad aumenta de forma 
general en la tabla periódica hacia la derecha y hacia arriba. 
H 
2.2 
 
Li 
1.0 
Be 
1.6 
B 
1.8 
C 
2.5 
N 
3.0 
O 
3.4 
F 
4.0 
Na 
0.9 
Mg 
1.3 
Al 
1.6 
Si 
1.9 
P 
2.2 
S 
2.6 
Cl 
3.3 
K 
0.8 
 Br 
3.0 
 I 
2.7 
Electronegatividades de 
Pauling de algunos 
elementos comunes en los 
compuestos orgánicos. 
 
Las cargas parciales, δ+ y δ-, sobre los átomos de un enlace son reales. Por el contrario, 
en algunas estructuras de Lewis, alguno de los elementos puede poseer cargas 
formales, que no necesariamente tienen que corresponder a cargas reales. Las cargas 
formales ayudan a saber qué átomos poseen mayor carga y, también, qué átomos están 
cargados en una molécula neutra. Para calcular las cargas formales en una estructura de 
Lewis, debemos comparar el número de electrones que contribuyen a la carga de cada 
átomo, con el número de electrones de valencia en el átomo libre y neutro. Los 
electrones que contribuyen a la carga de un átomo son: 1) todos los electrones no 
enlazantes y 2) la mitad de los electrones que comparte en enlaces con otros átomos. 
 
carga formal = = nº electrones de valencia - nº electrones no enlazantes - 1/2 electrones enlazantes 
 
Algunas moléculas orgánicas contienen enlaces iónicos. Por ejemplo, la estructura del 
cloruro de metilamonio (CH3NH3Cl), no puede ser representada usando sólo enlaces 
covalentes, ya que esto implicaría que el nitrógeno tendría 5 enlaces, es decir 10 
electrones en su capa de valencia. La estructura correcta se representa como un catión 
metilamonio unido mediante enlace iónico a un anión cloruro. 
H C
H
N
H
H
H
H +
Cl
-
(CORRECTO) (INCORRECTO)
H C
H
N
H
H
H
H
Cl
 
 
Algunas moléculas pueden ser dibujadas como iónicas o como covalentes. Este es el 
caso, por ejemplo del metóxido sódico (NaOCH3). En general, cuando hay una gran 
diferencia de electronegatividad (2 unidades o más), los enlaces prefieren dibujarse 
como iónicos. 
H C
H
O
H
Na
FORMA IÓNICA
(PREFERIDA)
H C
H
O
H
Na
FORMA COVALENTE
 
 
Estructuras resonantes. 
Algunos compuestos no están bien representados por una sola estructura de Lewis. 
Cuando se pueden escribir varias estructuras de Lewis correctas, que difieren 
únicamente en la colocación de los electrones, la molécula generalmente posee unas 
propiedades que pueden explicarse como combinación de las propiedades de cada una 
de estas estructuras. A las estructuras de Lewis correctas correspondientes a una misma 
especie se les denomina formas resonantes, y la molécula en cuestión se dice que es un 
híbrido de resonancia de estas estructuras. Las formas resonantes no existen en 
realidad, sólo son una forma simbólica de representar una molécula, y la representación 
correcta de un híbrido de resonancia debe hacerse mediante todas sus formas 
resonantes, o bien mediante una estructura combinada. 
C N
H
H
H
H
C N
H
H
H
H
= C N
H
H
H
H δ+
formas resonantes representacióncombimada
δ+
 
La resonancia juega un papel importante en la estabilidad de una especie. Así, cuantas 
más formas resonantes contribuyan a la estructura de una molécula, más estable será 
esta. Así, en el caso anterior, la resonancia contribuye a la estabilidad del catión; la 
carga positiva no está localizada sobre un sólo átomo, sino deslocalizada entre el 
carbono y el nitrógeno, y se dice que el catión está estabilizado por resonancia. 
Las estructuras de Lewis resonantes correspondientes a una especie dada pueden ser: 
!"estructuras de Lewis equivalentes, cuando son indistinguibles entre sí; a estas 
estructuras (ficticias) les correspondería la misma energía-estabilidad. 
!"estructuras de Lewis no equivalentes: en este caso a cada una de estas 
estructuras les correspondería una energía-estabilidad distinta:la (las) de menor 
energía constituirá(n) una mejor descripción de la especie real, dicho de otro 
modo, contribuirán en mayor medida al híbrido. 
Un ejemplo de formas resonantes equivalentes son las que describen la estructura de un 
anión carboxilato: 
R C
O
O
R C
O
O
R C
O
O
=
 
Muchas moléculas orgánicas pueden representarse mediante estructuras resonantes que 
contribuyen de forma diferente al híbrido de resonancia. Por ejemplo, el formaldehído 
(H2C=O), puede describirse mediante una estructura neutra en resonancia con una 
estructura en la que existe separación de cargas. La primera forma resonante es la más 
estable (la que más contribuye a la estructura de la molécula), pero la forma con cargas 
separadas (menos estable, contribuyente minoritario a la estructura) sirve para explicar 
el carácter polar del enlace C=O. 
O
C
H H
O
C
H H
contribuyente
mayoritario
contribuyente
minoritario 
En general, una estructura de Lewis es más estable (contribuye en mayor medida a la 
estructura de la molécula real) cuando cumpla los siguientes criterios, en orden de 
importancia: 
1. posea un mayor número de átomos con la estructura de octete. 
2. posea el mayor número de enlaces posible. 
3. posea una distribución de las cargas en consonancia con los valores de las 
electronegatividades. 
4. posea la menor separación de cargas posible. 
 
Para dibujar formas resonantes realistas debemos tener en cuenta las siguientes normas: 
!"Todas las formas resonantes deben ser estructuras de Lewis válidas. 
!"Entre formas resonantes sólo cambia la posición de los electrones (más 
comúnmente se mueven los electrones pertenecientes a pares solitarios y dobles 
enlaces). La posición de los átomos y los ángulos de enlace no pueden variar. 
!"El número de electrones desapareados (si hay alguno) debe permanecer 
constante. La mayoría de los compuestos estables no tienen electrones 
desapareados, y todos los electrones están apareados en las distintas formas 
resonantes. 
!"Las formas que más contribuyen a las estructura son las más estables. En 
general, las formas importantes tienen octetos completos, el mayor número 
posible de enlaces y la menor separación de cargas posible. Las cargas negativas 
son más estables sobre átomos electronegativos. 
!"La estabilización por resonancia es más importante cuando sirve para 
deslocalizar una carga entre dos o más átomos.