ESTRUCTURA MOLECULAR

TEORÍAS DEL ENLACE COVALENTE

TEORÍA DE LEWIS

 

TEORÍA DE LEWIS

En 1916 Gilbert Newton Lewis propuso que el enlace covalente entre átomos se produce por compartición de pares de electrones, mecanismo por el que cada átomo individualmente podría alcanzar ocho electrones en su capa más externa.

El fundamento de este principio hay que buscarlo en la denominada regla del octeto, consecuencia del desarrollo del modelo de Bohr y del descubrimiento de los gases nobles, sustancias de notable inercia química y ocho electrones en su capa de valencia.

Formación de la molécula de cloro

Por separado, cada átomo de cloro tiene 7 electrones en su corteza electrónica. Sin embargo, cuando se acercan y comparten un par de electrones, cada uno de ellos llega a tener 8 electrones en su capa de valencia. Este hecho permanecerá siempre que la molécula Cl2 se mantenga unida

Según Lewis, el átomo Cl es más estable dentro de la molécula Cl2 que aislado

 
 

El aumento de estabilidad que se observa al formarse la molécula tiene explicación en base a los cambios de energía que se producen cuando los átomos se aproximan desde el infinito hasta la distancia de enlace. Cuando eso ocurre, la energía potencial del sistema formado por los dos átomos disminuye y alcanza un mínimo precisamente cuando están a la distancia de enlace, es decir, formando la molécula.

COMPRUÉBELO CON LA SIGUIENTE SIMULACIÓN

 
 

ESTRUCTURAS DE LEWIS

 
 

INDICAN LA DISTRIBUCIÓN DE ELECTRONES EN LA MOLÉCULA (NO SU FORMA). PERMITEN DETERMINAR LOS ENLACES QUE UNEN LOS ÁTOMOS Y LOS ELECTRONES NO COMPARTIDOS QUE CONTIENEN

 
 

PROCEDIMIENTO ESTÁNDAR PARA DETERMINAR ESTRUCTURAS DE LEWIS

1.- Determinar el número de electrones en las capas de valencia de los átomos que forman la especie química.

EJEMPLO: MOLÉCULA AGUA (H2O)

1.- nºecv = 6 + 2x1 = 8 (4 pares)

2.- Construir una estructura de Lewis PRELIMINAR colocando como átomo central el menos electronegativo (No puede ser el H) y usando pares de electrones para unirlo con los átomos periféricos. Los pares de electrones sobrantes se colocan sobre sobre los átomos periféricos para cumplir en ellos la regla del octeto. Si sobran electrones se colocan sobra el átomo central.

SI SE CUMPLE LA REGLA DEL OCTETO EN TODOS LOS ÁTOMOS HEMOS TERMINADO LA ESTRUCTURA DE LEWIS. EN CASO CONTRARIO, SE CONTINÚA

3.- Colocar enlaces múltiples para conseguir cumplir la regla del octeto en todos los átomos.

3.- No es necesario. Todos los átomos cumplen la regla del octeto

4.- Determinar las cargas formales

4.- No hay cargas formales

5.- Valorar la existencia de formas resonantes.

5.- No hay formas resonantes

De acuerdo con la estructura de Lewis del agua, en su molécula hay dos enlaces covalentes simples que conectan cada uno de los átomos de hidrógeno con el átomo central de oxígeno. El átomo de oxígeno tiene dos pares de electrones sin compartir

 
 

EJEMPLO: MOLÉCULA DE AMONIACO

1.- Necv = 5 + 3x1 = 8 (4 pares)

2.-

3.- No es necesario. Todos los átomos cumplen la regla del octeto

4.- No hay cargas formales

5.- No hay formas resonantes

En la molécula de amoniaco hay dos enlaces covalentes simples que conectan cada uno de los átomos de hidrógeno con el átomo central de nitrógeno. El átomo de nitrógeno tiene un par de electrones sin compartir.

EJEMPLO: MOLÉCULA DE OZONO (O3)

1.- Necv = 6 + 6 + 6 = 18 (9 pares)

2.-

El átomo central no cumple la regla del octeto

3.-

Ahora el átomo central sí cumple la regla del octeto

4.- Hay cargas formales. El átomo O de la izquierda no tiene carga formal [6-(4+2)]. El átomo O central tiene carga +1 [6-(2+3)]. El átomo O de la derecha tiene carga -1 [6-(6+1)].

La molécula de ozono es neutra pero en su interior hay átomos con carga

5.- Si hay formas resonantes. La molécula de ozono tiene dos formas resonantes idénticas

En la molécula de ozono hay dos enlaces covalentes, uno simple y otro doble que cambian continuamente de posición. Es como si cada uno de ellos fuera todo el tiempo un enlace intermedio entre simple y doble. Lo mismo ocurre con las cargas formales. El átomo central siempre tiene una carga formal positiva, pero los átomos de oxígeno laterales se comportan como si siempre tuvieran 1/2 de carga negativa.

Híbrido de resonancia del ozono

 
 

¿CÓMO SE CALCULAN LAS CARGAS FORMALES?

LAS CARGAS FORMALES SE CALCULAN RESTANDO A LOS ELECTRONES DE VALENCIA DEL ÁTOMO NEUTRO (6 EN EL OXÍGENO, 5 EN EL NITRÓGENO O 4 EN EL CARBONO) LA SUMA DE ELECTRONES NO COMPARTIDOS Y LA MITAD DE ELECTRONES COMPARTIDOS

Si no quiere hacer cáculos puede hacer la siguiente deducción:

Un átomo de oxígeno es neutro con seis electrones en su capa de valencia. El átomo de oxígeno de la derecha en la molécula de ozono tiene seis electrones en propiedad exclusiva y uno del par de electrones que comparte con el átomo central, por tanto, tiene siete electrones en su capa de valencia. Esto es uno más que seis, por tanto, ese átomo tiene una carga formal negativa. El átomo de oxígeno de la izquierda tiene cuatro electrones en propiedad, y dos de los cuatro que comparte con el átomo central, por tanto, tiene seis electrones en su capa de valencia. Este átomo es por tanto neutro, no tiene carga formal. El átomo de oxígeno central tiene dos electrones en propiedad exclusiva y tres de los seis que comparte con los átomos que tiene a derecha y a izquierda, por tanto, tiene cinco electrones en su capa de valencia. Esto es uno menos que seis, por tanto, este átomo tiene una carga formal positiva.

(0)--- (+1)--- (-1)

MUY IMPORTANTE: La suma de todas las cargas formales ha de ser igual a la carga total de la especie química. Si es neutra será cero, pero si es un ion será igual a su carga.

¿CÓMO SE SABE SI HAY FORMAS RESONANTES?

Para saber si una estructura de Lewis tiene otras formas resonantes simplemente hay que comprobar si los electrones no compartidos o los enlaces múltiples (dobles o triples) pueden cambiar de ubicación dentro de la molécula.

Una forma resonante se diferencia de otra en la posición de los pares de electrones no compartidos y en los enlaces múltiples. No se pueden desplazar átomos.

LAS FORMAS RESONANTES EXISTEN CUANDO LA MOLÉCULA PUEDE SER REPRESENTADA POR MÁS DE UNA ESTRUCTURA DE LEWIS

ver resonancias de especies orgánicas

 
 

EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO

 
 

ESPECIES CON UN NÚMERO IMPAR DE ELECTRONES

ESPECIES CON ÁTOMOS DE BERILIO O BORO (segundo periodo del sistema periódico), QUE FORMAN OCTETOS INCOMPLETOS

 
 

ESPECIES CON ÁTOMOS DE AZUFRE, FÓSFORO O CLORO (tercer periodo del sistema periódico), QUE FORMAN OCTETOS EXPANDIDOS

En el ion sulfato el azufre se rodea de 12 electrones. En el ion perclorato el cloro se rodea de 14 electrones. No cumplen la regla del octeto.

 
 

En la web VISUALIZACIONES EN QUÍMICA podrá construir estructuras de Lewis

VISUALIZACIONES EN QUÍMICA

 
 

En esta página podrás convertir la fórmula de cualquier molécula orgánica en su estructura de Lewis

WOLFRAM / ALPHA WIDGETS

 
 

En esta página encontrarás una herramienta que te convierte estructuras esqueletales en estructuras de Lewis

CHEMDOODLE WEB COMPONENTS

LEWIS DOT STRUCTURES

 
 

En la página kentchemistry encontrarás pequeños videos que explican la construcción de las estructuras de Lewis y la aplicación del Método de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia para establecer la geometría molecular

 
Lewis Dot Structure of Atoms Link

Determining Shape Video

Determining Hybridization Video
Determining Bond Angles Video
Determining Formal Charge Video
Resonance Structures

 

 
Main Group Hydrides
Hidruro de berilio BeH2 Lewis Structure
Borano BH3 Lewis Structure
Metano CH4 Lewis Structure
Amoniaco NH3 Lewis Structure
Agua H2O Lewis Structure
Tetrahidroborato(-) Ion BH4- Lewis Structure
Amonio(+) Ion NH4+ Lewis Structure
Hidronio(+) Ion H3O+ Lewis Structure
Main Group Halides
Fluoruro de berilio BeF2 Lewis Structure
Tricloruro de boro BCl3 Lewis Structure
Tetracloruro de carbono CCl4 Lewis Structure
Tricloruro de fósforo PCl3 Lewis Structure
Pentacloruro de fósforo PCl5 Lewis Structure
Dicloruro de azufre SCl2 Lewis Structure
Tetrafluoruro de azufre SF4 Lewis Structure
Hexafluoruro de azufre SF6 Lewis Structure
Trifluoruro de iodo IF3 Lewis Structure
Pentafluoruro de iodo IF5 Lewis Structure
Difluoruro de xenon XeF2 Lewis Structure
Tetrafluoruro de xenon XeF4 Lewis Structure
Hexafluoruro de silicio(2-) Ion SiF62- Lewis Structure
Triioduro(-) Ion I3- Lewis Structure
Main Group Acids, Anions and Oxygen Compounds
Dióxido de cloro ClO2 Lewis Structure
Cloriro Ion ClO2- Lewis Structure
Clorato Ion ClO3- Lewis Structure
Perclorato Ion ClO4- Lewis Structure
Dióxido de carbono CO2 Lewis Structure
Carbonato Ion CO32- Lewis Structure
Ácido sulfúrico H2SO4 Lewis Structure
Ácido fosfórico H3PO4 Lewis Structure
Azida Ion N3- Lewis Structure
Hydroxilamina NH2OH Lewis Structure
Dióxido de nitrógeno NO2 Lewis Structure
Nitrato Ion NO3- Lewis Structure
Ozono O3 Lewis Structure
Dióxido de azufre SO2 Lewis Structure
Trióxido de azufre SO3 Lewis Structure
Nitrito Ion NO2- Lewis Structure
Oxitetrafluoruro de xenon XeOF4 Lewis Structure
Sulfato Ion SO42- Lewis Structure
Sulfito Ion SO32- Lewis Structure
Ácido bórico B(OH)3 Lewis Structure
Organic Compounds
Aleno CH2CCH2 Lewis Structure
Etino (acetileno) HCCH Lewis Structure
Acetato Ion CH3CO2- Lewis Structure
Etino (etileno) CH2CH2 Lewis Structure
Etanol CH3CH2OH Lewis Structure
Etane CH3CH3 Lewis Structure
Formaldehido H2CO Lewis Structure
Acetaldehido CH3C(O)H Lewis Structure
Metilamine CH3NH2 Lewis Structure
Formato Ion HCO2- Lewis Structure
Ácido Acético CH3CO2H Lewis Structure
Ácido Fórmico HCO2H Lewis Structure
Metanol CH3OH Lewis Structure
Hidracina NH2NH2 Lewis Structure
Propino CH3CCH Lewis Structure
Diatomic Molecules and Ions
Dicarburo(2-) Ion C22- Lewis Structure
Monóxido de carbono CO Lewis Structure
Difluor F2 Lewis Structure
Dinitrógeno N2 Lewis Structure
Fluoruro de hidrógeno HF Lewis Structure
Monóxido de nitrógeno NO Lewis Structure
Nitrosonio(+) Ion NO+ Lewis Structure
Cianuro(-) Ion CN- Lewis Structure
Peroxido(2-) Ion O22- Lewis Structure
Hydroxido(-) Ion OH- Lewis Structure
Dioxígeno O2 Lewis Structure

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