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Estructura de Lewis
La estructura de Lewis, también llamada diagrama de punto y raya
diagonal, modelo de Lewis, representación de Lewis o fórmula de Lewis, es
una representación gráfica que muestra los pares de electrones de enlaces
entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que
puedan existir. Son representaciones adecuadas y sencillas de iones y
compuestos, que facilitan el recuento exacto de electrones y constituyen una
base importante, estable y relativa. En esta fórmula se muestran enlaces
químicos dentro de la molécula, ya sea explícitamente o implícitamente
indicando la ordenación de los átomos en el espacio. Esta representación se
usa para saber la cantidad de electrones de valencia de un elemento que
interactúan con otros o entre su misma especie, formando enlaces ya sea
simples, dobles, o triples y después de cada uno de estos se encuentran en
cada enlace covalente.
Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una
determinada causa usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre
los átomos que se unen entre sí. Representan también si entre los átomos existen enlaces simples, dobles o triples. En ocasiones,
para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones apartados (los que no participan en los
enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece.
Este modelo fue propuesto por Gilbert Newton Lewis quién lo introdujo por primera vez en 1916 en su artículo La molécula y el
átomo.
Moléculas
Electrones de Valencia
La regla del octeto
Excepciones a la regla del Octeto
Carga formal
Ejemplo: Estructura de Lewis para el ion nitrito
Véase también
Referencias
Enlaces externos
Véase también: Electronegatividad
Las moléculas más simples, entre las cuales se encuentran las moléculas orgánicas, deben presentar un átomo central, en algunos
casos el átomo central es el carbono debido a que es el elemento más electropositivo, luego éste queda rodeado por los demás
átomos de las otras moléculas. En moléculas compuestas por varios átomos de un mismo elemento y un átomo de otro elemento
Ejemplo del diagrama de puntos en
estructura de Lewis, entre carbono C,
hidrógeno H, y oxígeno O, representados
según la estructura de Lewis.
Índice
Moléculas
https://es.wikipedia.org/wiki/F%C3%B3rmula_estructural
https://es.wikipedia.org/wiki/Par_de_electrones
https://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_qu%C3%ADmico
https://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo
https://es.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9cula
https://es.wikipedia.org/wiki/Par_solitario
https://es.wikipedia.org/wiki/Gilbert_Newton_Lewis
https://es.wikipedia.org/wiki/Electronegatividad
https://es.wikipedia.org/wiki/Carbono
https://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Electron_dotSpanish.svg
https://es.wikipedia.org/wiki/Carbono
https://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3geno
https://es.wikipedia.org/wiki/Ox%C3%ADgeno
distinto, este último se utiliza como el átomo central, lo cual se
representa en el diagrama con 4 átomos de hidrógeno y uno de
silicio. El hidrógeno también es un elemento exceptuante, puesto
que no debe ir como átomo central.
En cualquier caso, los átomos suelen seguir las siguientes
generalidades1 :
Se diferencian dos tipos de átomos, los centrales y
los terminales. Los primeros se enlazan
generalmente con varios del segundo grupo.
Los átomos de hidrógeno, dada su configuración electrónica particular, actúan como átomos terminales
siempre, ya que sólo pueden enlazarse a un átomo.
Los elementos como el carbono son átomos centrales en la gran mayoría de los casos.
El oxígeno actúa casi siempre como átomo terminal con excepciones como el caso del H2O o en los grupos
OH.
Generalmente los átomos menos electronegativos son los que hacen de átomos centrales y los más
electronegativos hacen de átomos terminales.
En algunos casos es difícil determinar el átomo central, en general cuando todos los átomos de los elementos del compuesto
aparecen más de una o dos veces.
El número total de electrones representados en un diagrama de Lewis es igual a la suma de los electrones de valencia de cada
átomo. La valencia que se toma como referencia y que se representa en el diagrama es la cantidad de electrones que se encuentran
en el último nivel de energía de cada elemento al hacer su configuración electrónica.
Cuando los electrones de valencia han sido determinados, deben ubicarse en el modelo a estructurar.
Una vez que todos los pares solitarios han sido ubicados, los átomos, especialmente los centrales, pueden no tener un octeto de
electrones. Los átomos entre sí deben quedar unidos por enlaces; un par de electrones forma un enlace entre los dos átomos. Así
como el par del enlace es compartido entre los dos átomos, el átomo que originalmente tenía el par solitario sigue teniendo un
octeto; y el otro átomo ahora tiene dos electrones más en su última capa.
Fuera de los compuestos orgánicos, solo un porcentaje menor de los compuestos tiene un octeto de electrones en su última capa.
Compuestos con más de ocho electrones en la representación de la estructura de Lewis de la última capa del átomo, son llamados
hipervalentes, y son comunes en los elementos de los grupos 15 al 18, tales como el fósforo, azufre, yodo y xenón.
Cuando se escribe la estructura de Lewis de un ion, la estructura entera es ubicada entre corchetes, y la carga se escribe como un
exponente en el rincón derecho superior, fuera de los corchetes.
La regla del octeto, establece que los átomos se enlazan unos a otros en el intento de completar su capa de valencia (última capa
de la electrosfera). La denominación “regla del octeto” surgió en razón de la cantidad establecida de electrones para la estabilidad
de un elemento, es decir, el átomo queda estable cuando presenta en su capa de valencia 8 electrones. Para alcanzar tal estabilidad
sugerida por la regla del octeto, cada elemento precisa ganar o perder (compartir) electrones en los enlaces químicos, de esa
forma ellos adquieren ocho electrones en la capa de valencia. Veamos que los átomos de oxígeno se enlazan para alcanzar la
estabilidad sugerida por la regla del octeto. La justificativa para esta regla es que las moléculas o iones, tienden a ser más estables
cuando la capa de electrones externa de cada uno de sus átomos está llena con ocho electrones (configuración de un gas noble).
Es por ello que los elementos tienden siempre a formar enlaces en la búsqueda de tal estabilidad.
Diagrama de reacción entre átomos de hidrógeno
y silicio en modelo de Lewis
Electrones de Valencia
La regla del octeto
https://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3geno
https://es.wikipedia.org/wiki/Silicio
https://es.wikipedia.org/wiki/Compuestos_org%C3%A1nicos
https://es.wikipedia.org/wiki/F%C3%B3sforo
https://es.wikipedia.org/wiki/Azufre
https://es.wikipedia.org/wiki/Yodo
https://es.wikipedia.org/wiki/Xen%C3%B3n
https://es.wikipedia.org/wiki/Regla_del_octeto
https://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Reacci%C3%B3n_de_una_mol%C3%A9cula_en_estructura_de_Lewis.jpg
Los átomos son más estables cuando consiguen ocho electrones en la capa de su estado de óxido, sean pares solitarios o
compartidos mediante enlaces covalentes. Considerando que cada enlace covalente simple aporta dos electrones a cada átomo de
la unión, al dibujar un diagrama o estructura de Lewis, hay que evitar asignar más de ocho electrones a cada átomo.
El hidrógeno tiene un solo orbital en su capa de valencia la cual puede aceptar como máximo dos electrones.
Algunas veces se piensa que los átomos que forman cationes no siempre completan su octeto, y se utilizan como ejemplos de
"excepciones" a dicha regla. Sin embargo, puesto que pierden los electrones de la capa externa, el nivel interno es el que queda
"completo". Estos átomos, en vez de quedar con la configuración electrónica del siguiente gas noble, quedan con la configuración
del gas noble anterior.
Por ejemplo, la configuración del sodio es 1s2 2s2 2p6 3s1, es decir [Ne] 3s1. Al perder su últimoelectrón de valencia, queda con
la configuración del Neón. Otro ejemplo es el Berilio, cuya configuración es [Ne] 3s2 3p1 Al quedar como Be2+, su configuración
electrónica queda nuevamente como el gas noble anterior, el neón. Como puede verse, en ambos caso se cumple la regla del
octeto, solo que en vez de aceptar electrones para completarlo, los átomos los perdieron. En este aspecto, entonces, los únicos
átomos que "no cumplen" la regla del octeto son los que al perder o ganar electrones quedan con su último nivel con 2 electrones:
hidrógeno y litio.
Por otra parte, los átomos no metálicos a partir del tercer período (Fósforo y Azufre) pueden formar "octetos expandidos" es
decir, pueden contener más que ocho electrones en su capa de valencia, por lo general colocando los electrones extra en
subniveles.
En términos de las estructuras de Lewis en general, la carga formal de un átomo puede ser calculada usando la siguiente fórmula,
las definiciones no estándar asumidas para el margen de beneficio utilizaron:
.
Donde:
Cf es la carga formal.
Nv representa el número de electrones de valencia en un átomo libre.
Ue representa el número de electrones no enlazados.
Bn representa el número total de electrones de enlace, esto dividido entre dos.
La carga formal del átomo es calculada como la diferencia de carga eléctrica entre los electrones de valencia de un átomo aislado
y el número de electrones asignados a ese átomo en la estructura de Lewis. El total de las cargas formales en una molécula neutra
debe ser igual a cero.
 
La fórmula del ion de nitrito es :NO2-
Paso uno: Escoger el átomo central. Existe sólo un átomo de nitrógeno, y es el átomo con más
electronegatividad, por lo que éste se convertirá en nuestro átomo central.
Excepciones a la regla del Octeto
Carga formal
Ejemplo: Estructura de Lewis para el ion nitrito
https://es.wikipedia.org/wiki/Electronegatividad
Paso dos: Contar los electrones de valencia. El nitrógeno posee 5 electrones de valencia; cada oxígeno
posee 6, para un total de (6 × 2) + 5 = 17. El ion posee una carga de –1, lo que nos indica un electrón extra, por
lo que el número total de electrones es de 18.
Paso tres: Ubicar los pares electrónicos. Cada oxígeno debe ser enlazado al nitrógeno, que usa cuatro
electrones, dos en cada enlace. Los 14 electrones restantes deben ser ubicados inicialmente como 7 pares
solitarios. Cada oxígeno debe tomar un máximo de 3 pares solitarios, dándole a cada oxígeno 8 electrones,
incluyendo el par del enlace. El séptimo par solitario debe ser ubicado en el átomo de nitrógeno.
Paso cuatro: Cumplir la regla del octeto. Ambos átomos de oxígeno poseen 8 electrones asignados a ellos. El
átomo de nitrógeno posee sólo 6 electrones asignados. Uno de los pares solitarios de uno de manera simple con
el átomo de nitrógeno. Ponga los corchetes alrededor de cada estructura, y escriba la carga ( - ) en el rincón
superior derecho afuera de los corchetes. Dibuje una flecha doble entre las dos formas de resonancia.
Gilbert N. Lewis
Átomo
Par de electrones
Regla del octeto
Electrones de valencia
Moléculas
Valencia (química)
Tabla periódica de los elementos
1. « ▷ ESTRUCTURAS de LEWIS» (https://www.quimicainorganica.org/quimica-basica/estructuras-de-lewis/).
Química Inorgánica. 18 de junio de 2019. Consultado el 3 de agosto de 2019.
Estructura de Lewis y problemas (http://www.uam.es/departamentos/ciencias/qorg/docencia_red/qo/l1/lewis.htm
l)
Ejercicios resueltos de Estructuras de Lewis (https://www.quimicainorganica.org/quimica-basica/estructuras-de-le
wis/)
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Véase también
Referencias
Enlaces externos
https://es.wikipedia.org/wiki/Archivo:Nitrite-ion-lewis-canonical.png
https://es.wikipedia.org/wiki/Gilbert_N._Lewis
https://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo
https://es.wikipedia.org/wiki/Par_de_electrones
https://es.wikipedia.org/wiki/Regla_del_octeto
https://es.wikipedia.org/wiki/Electrones_de_valencia
https://es.wikipedia.org/wiki/Mol%C3%A9culas
https://es.wikipedia.org/wiki/Valencia_(qu%C3%ADmica)
https://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_peri%C3%B3dica_de_los_elementos
https://www.quimicainorganica.org/quimica-basica/estructuras-de-lewis/
http://www.uam.es/departamentos/ciencias/qorg/docencia_red/qo/l1/lewis.html
https://www.quimicainorganica.org/quimica-basica/estructuras-de-lewis/
https://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Estructura_de_Lewis&oldid=118411293
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