Guía de Lectura: Cómo Escribir Fórmulas de Lewis, según Whitten y Stanley (2014)
Para estudiantes de enseñanza media
Introducción: Bienvenidos a una de las herramientas más poderosas en el arsenal de un químico: la Fórmula de Lewis. Estas representaciones no solo nos muestran qué átomos están presentes en una molécula, sino cómo sus electrones se organizan y vinculan para formar estructuras estables. Dominar esta habilidad les permitirá visualizar y entender mejor la estructura molecular, un paso esencial para cualquier estudiante interesado en la química. ¡Prepárense para sumergirse en el mundo microscópico de los átomos y sus interacciones!
Escritura de fórmulas de Lewis: regla del octeto
Los elementos representativos suelen adquirir la configuración electrónica estable de gas noble cuando comparten electrones. En la molécula de agua hay ocho electrones en la capa más externa del átomo de O y tiene la configuración electrónica del Neón (Ne); en la capa de valencia de cada átomo de H hay dos electrones y cada uno tiene la configuración electrónica del Helio (He). De igual modo, el C y el O del CO₂, el N del NH₃ y del NH₄⁺ tienen compartidos ocho electrones en su capa de valencia más externa. En el NH₃ y NH₄⁺, los átomos de H comparten dos electrones; muchas fórmulas de Lewis se basan en la idea de que
los elementos representativos adquieren la configuración de gas noble en casi todos sus compuestos.
Este enunciado suele conocerse con el nombre de regla del octeto porque la configuración de gas noble tiene 8 e⁻ en su capa más externa (salvo la del He, que tiene 2 e⁻). Por ahora limitaremos nuestra discusión a compuestos de los elementos representativos; por sí misma, la regla del octeto no nos lleva a escribir fórmulas de Lewis. Aún tenemos que decidir dónde colocar electrones alrededor de los átomos enlazados; esto es, cuántos de los electrones de valencia disponibles están presentes como pares enlazantes (compartidos) y cuántos lo están como pares no compartidos (asociados a un solo átomo). Un par de electrones no compartido de un mismo orbital se llama par no compartido, y aquí resulta de utilidad una relación matemática sencilla:
C = N - D
donde
C es el número total de electrones compartidos de la molécula o ion poliatómico.
N es el número total de electrones de valencia necesarios para que todos los átomos de la molécula o ion adquieran la configuración de gas noble (N = 8 x número de átomos diferente de H, más 2 x número de átomos de H).
D es el número de electrones disponibles de la capa de valencia de todos los átomos (representativos). Si es necesario, el valor de D se ajusta por carga iónica; agregamos electrones para ajustar las cargas negativas y restamos electrones para ajustar las cargas positivas.
cálculo aplicado a la molécula F2:
N = 2 × 8 (de dos átomos de F) = 16 e⁻ necesarios
D = 2 × 7 (de dos átomos de F) = 14 e⁻ disponibles
C = N - D = 16 - 14 = 2 e⁻ compartidos.
Así que en la molécula F2, hay 2 electrones compartidos.
Para HF:
N = 1 × 2 (de un átomo de H) + 1 × 8 (de un átomo de F) = 10 e⁻ necesarios
D = 1 × 1 (de un átomo de H) + 1 × 7 (de un átomo de F) = 8 e⁻ disponibles
C = N - D = 10 - 8 = 2 electrones compartidos.
Para H₂O:
N = 2 × 2 (de 2 átomos de H) + 1 × 8 (de un átomo de O) = 12 e⁻ necesarios
D = 1 × 2 (de 2 átomos de H) + 1 × 6 (de un átomo de O) = 8 e⁻ disponibles
C = N - D = 12 - 8 = 4 electrones compartidos.
Para CO₂:
N = 1 × 8 (de 1 átomo de C) + 2 × 8 (de dos átomos de O) = 24 e⁻ necesarios
D = 1 × 4 (de 1 átomo de C) + 2 × 6 (de dos átomos de O) = 16 e⁻ disponibles
C = N - D = 24 - 16 = 8 electrones compartidos.
En la fórmula de Lewis del CO₂ hay un total de 16 electrones de valencia, con un total de 8 e⁻ compartidos, 4 e⁻ en cada enlace doble. Para este ejemplo, aparear los electrones desapareados no es tan obvio. El diagrama anterior muestra los átomos de oxígeno con todos sus electrones apareados, pero si se desaparean los electrones en los oxígenos como se muestra en el ejemplo anterior del agua, es más evidente que dos electrones desapareados en cada átomo de oxígeno pueden aparearse con dos electrones desapareados en cada carbono formando dos dobles enlaces C = O. Entonces deténgase a verificar que cada átomo de oxígeno y carbono tenga un octeto de electrones al final de la estructura de puntos de Lewis.
Paso a Paso: Escribiendo Fórmulas de Lewis
Paso 1: Selección del Esqueleto Molecular
Seleccione un “esqueleto” (simétrico) razonable de la molécula o ion poliatómicos.
a. De ordinario, el elemento menos electronegativo es el átomo central, salvo que el hidrógeno nunca será el elemento central, debido a que forma un solo enlace. El elemento menos electronegativo suele ser el que necesita la mayor parte de electrones para completar su octeto; por ejemplo, el esqueleto del CS₂ es S C S.
b. El carbono se une a uno, dos, tres o cuatro átomos, pero nunca a más de cuatro; el N se une a uno (rara vez), dos, tres (lo más común) o cuatro átomos; el oxígeno se une a uno, dos (lo más común) o tres átomos.
c. Los átomos de oxígeno no se unen entre sí, salvo
1) en las moléculas de O₂ y O₃;
2) En el peróxido de hidrógeno, H₂O₂ y sus derivados, los peróxidos, que tienen el grupo O₂²⁻; y
3) los superóxidos (raros) donde está presente el grupo O₂⁻. Ejemplo: el ion nitrato, NO₃²⁻, tiene el esqueleto.
d. En los oxoácidos ternarios, el hidrógeno suele estar unido a un átomo de O, no al átomo central; ejemplo: el ácido nitroso, HNO₂, tiene el esqueleto H O N O. Las
excepciones a esta regla son muy pocas, como en el caso del H₃PO₃ y del H₃PO₂.
e. En los iones o moléculas que tienen más de un átomo central, se emplean los esqueletos más simétricos posibles;
Paso 2: Calculando Electrones de Valencia Necesarios (N) y Disponibles (D)
Calcule el valor de N, el número de electrones de la capa de valencia (más externa) que se necesitan para que todos los átomos de la molécula o ion adquieran la configuración de gas noble
Paso 3: Distribución de Electrones en el Esqueleto
Coloque los electrones C en el esqueleto como pares compartidos y utilice enlaces dobles y triples sólo cuando sea necesario; las fórmulas de Lewis pueden escribirse como fórmulas de puntos o fórmulas de líneas
Paso 4: Verificación del Octeto y Ajustes
Coloque los electrones adicionales en el esqueleto como pares no compartidos (solitarios) para cumplir con la regla del octeto de cada elemento de los grupos A (salvo el H, que sólo comparte 2 e⁻). Verifique que el número total de electrones sea igual a D, del paso 2. Ejemplos:
Cierre:
Ahora que han aprendido a escribir fórmulas de Lewis, los invito a aplicar estos conocimientos en sus cuadernos de ejercicios y en la plataforma de ejercicios digitales. Estos ejercicios están diseñados para reforzar su comprensión y darles la práctica necesaria para dominar esta habilidad esencial en química. Al dominar las fórmulas de Lewis, estarán un paso más cerca de entender cómo las sustancias interactúan a nivel molecular, lo que es fundamental para todo químico. ¡Manos a la obra y a disfrutar del increíble mundo de la química molecular!
Bibliografía
Whitten, K. W., & Stanley, G. G. (2014). Quimica.
Cuadernos de ejercicios
Copie y desarrolle en su cuaderno los siguientes ejercicios:
Escriba la fórmula de Lewis de la molécula de nitrógeno, N₂
Escriba la fórmula de Lewis del disulfuro de carbono, CS₂, un líquido de olor desagradable.
Escriba la fórmula de Lewis del ion carbonato, CO₃²⁻.
Escriba la fórmula de Lewis de CCl₄, SiF₄ y PbI₄. Explique las semejanzas.
Plataforma de ejercicios digitales
5
IMPORTANTE:
Para validar tus puntajes, recuerda usar los links enviados al grupo por el profesor.
Recuerda inscribirte usando los 8 primeros dígitos de tu RUN, sin puntos ni guión.
Ejemplo: si tu RUN es 12.345.678-9 debes inscribirte con 12345678
Mientras tanto, ejercita todas la veces que quieras aquí !
Símbolos de Lewis 1
Símbolos de Lewis 2
Símbolos de Lewis 3
Símbolos de Lewis 4