Estructura de Lewis

De Wikipedia
Saltar a navegación Saltar a la gueta
Exemplu de la diagrama de puntos n'estructura de Lewis, ente carbonu C, hidróxenu H, y osíxenu O, representaos según la estructura de Lewis.

La estructura de Lewis, tamién llamada diagrama de puntu y raya diagonal, modelu de Lewis, representación de Lewis o fórmula de Lewis, ye una representación gráfica qu'amuesa los par d'electrones pares d'electrones d'enllaces ente los átomos d'una molécula y los pares d'electrones solitarios que puedan esistir. Son representaciones fayadices y sencielles d'iones y compuestos, que faciliten el recuentu esactu d'electrones y constitúin una base importante, estable y relativa. Esta representación usar pa saber la cantidá d'electrones de valencia d'un elementu que interactúan con otros o ente la so mesma especie, formando enllaces yá seya simples, dobles, o triples y dempués de cada unu d'estos atópense en cada enllaz covalente.

Les estructures de Lewis amuesen los distintos átomos d'una determinada causa usando'l so símbolu químicu y llinies que se tracen ente los átomos que se xunen ente sigo. Representen tamién si ente los átomos esisten enllaces simples, dobles o triples. N'ocasiones, pa representar cada enllaz, úsense pares de puntos en cuenta de llinies. Los electrones apartaos (los que nun participen nos enllaces) representar por aciu una llinia o con un par de puntos, y asítiense alredor de los átomos a los que pertenez.

Esti modelu foi propuestu por Gilbert Newton Lewis quién lo introdució per primer vegada en 1916 nel so artículu La molécula y l'átomu.

Molécules[editar | editar la fonte]

Ver tamién: Electronegatividad
Diagrama de reacción ente átomos d'hidróxenu y siliciu en modelu de Lewis

Les molécules más simples, ente les cualos atópense les molécules orgániques, tienen de presentar un átomu central, en dellos casos l'átomu central ye'l carbonu por cuenta de que ye l'elementu más electropositivo, depués ésti queda arrodiáu polos demás átomos de les otres molécules. En molécules compuestes por dellos átomos d'un mesmu elementu y un átomu d'otru elementu distintu, esti postreru utilízase como l'átomu central, lo cual represéntase na diagrama con 4 átomos de hidróxenu y unu de siliciu. L'hidróxenu tamién ye un elementu exceptuante, cuidao que nun tien de dir como átomu central.

En dellos casos ye difícil determinar l'átomu central, polo xeneral cuando tolos átomos de los elementos del compuestu apaecen más d'una o dos veces.

Electrones de Valencia[editar | editar la fonte]

Artículu principal: Electrones de valencia

El númberu total d'electrones representaos nuna diagrama de Lewis ye igual a la suma de los electrones de valencia de cada átomu. La valencia que se toma como referencia y que se representa na diagrama ye la cantidá d'electrones que s'atopen nel últimu nivel d'enerxía de cada elementu al faer la so configuración electrónica.

Cuando los electrones de valencia fueron determinaos, tienen d'allugase nel modelu a estructurar.

Una vegada que tolos pares solitarios fueron allugaos, los átomos, especialmente los centrales, pueden nun tener un octeto d'electrones. Los átomos ente sigo tienen de quedar xuníos por enllaces; un par d'electrones forma un enllaz ente los dos átomos. Según el par del enllaz ye compartíu ente los dos átomos, l'átomu que orixinalmente tenía'l par solitariu sigui teniendo un octeto; y l'otru átomu agora tien dos electrones más na so última capa.

Fora de los compuestos orgánicos, solo un porcentaxe menor de los compuestos tien un octeto d'electrones na so última capa. Compuestos con más d'ocho electrones na representación de la estructura de Lewis de la última capa del átomu, son llamaos hipervalentes, y son comunes nos elementos de los grupos 15 al 18, tales como'l fósforu, azufre, yodu y xenón.

Cuando s'escribe la estructura de Lewis d'un ion, la estructura entera ye allugada ente corchetes, y la carga escríbese como un esponente nel rincón derechu superior, fora de los corchetes.

La regla del octeto[editar | editar la fonte]

Artículu principal: Regla del octeto

La regla del octeto, establez que los átomos enllacen unos a otros nel intentu de completar la so capa de valencia (última capa de la electrosfera). La denominación “regla del octeto” surdió en razón de la cantidá establecida d'electrones pa la estabilidá d'un elementu, esto ye, l'átomu queda estable cuando presenta na so capa de valencia 8 electrones. P'algamar tal estabilidá suxurida pola regla del octeto, cada elementu precisa ganar o perder (compartir) electrones nos enllaces químicos, d'esa forma ellos adquieren ocho electrones na capa de valencia. Veamos que los átomos d'osíxenu enllazar p'algamar la estabilidá suxurida pola regla del octeto. La xustificativa pa esta regla ye que les molécules o iones, tienden a ser más estables cuando la capa d'electrones esterna de cada unu de los sos átomos ta llena con ocho electrones (configuración d'un gas noble). Ye por ello que los elementos tienden siempres a formar enllaces na busca de tal estabilidá.

Los átomos son más estables cuando consiguen ocho electrones na capa del so estáu d'óxidu, sían pares solitarios o compartíos por aciu enllaces covalentes. Considerando que cada enllaz covalente simple apurre dos electrones a cada átomu de la unión, al dibuxar una diagrama o estructura de Lewis, hai qu'evitar asignar más d'ocho electrones a cada átomu.

Esceiciones a la regla del Octeto[editar | editar la fonte]

Excepciones regla del octeto.jpg

El hidróxenu tien un namái orbital na so capa de valencia la cual puede aceptar a lo más dos electrones.

El beriliu que se completa con una cantidá de cuatro electrones.

El boro que rique de seis electrones pa llevar a cabu esta función.

Per otra parte, los átomos non metálicos a partir del tercer periodu pueden formar "octetos espandíos" esto ye, pueden contener más qu'ocho electrones na so capa de valencia, polo xeneral asitiando los electrones extra en subniveles.

Carga formal[editar | editar la fonte]

Artículu principal: Carga formal

En términos de les estructures de Lewis polo xeneral, la carga formal d'un átomu puede ser calculada usando la siguiente fórmula, les definiciones non estándar asumíes pal marxe de beneficiu utilizaron:

.

Onde:

  • Cf ye la carga formal.
  • Nv representa'l númberu d'electrones de valencia nun átomu llibre.
  • Oy representa'l númberu d'electrones ensin enllazar.
  • Bn representa'l númberu total d'electrones d'enllaz, esto estremáu ente dos.

La carga formal del átomu ye calculada como la diferencia de carga llétrica ente los electrones de valencia d'un átomu aislláu y el númberu d'electrones asignaos a esi átomu na estructura de Lewis. El total de les cargues formales nuna molécula neutra ten de ser igual a cero.


Exemplu: Estructura de Lewis pal ion nitrito[editar | editar la fonte]

La fórmula del ion de nitrito ye :NON2-

  • Pasu unu: Escoyer l'átomu central. Esiste namái un átomu de nitróxenu, y ye l'átomu con más electronegatividad, polo qu'ésti se convertirá nel nuesu átomu central.
  • Paso dos: Cuntar los electrones de valencia. El nitróxenu tien 5 electrones de valencia; cada osíxenu tien 6, pa un total de (6 × 2) + 5 = 17. El ion tien una carga de –1, lo que nos indica un electrón extra, polo que'l númberu total d'electrones ye de 18.
  • Paso trés: Allugar los pares electrónicos. Cada osíxenu tien de ser enllazáu al nitróxenu, qu'usa cuatro electrones, dos en cada enllaz. Los 14 electrones restantes tienen de ser allugaos primeramente como 7 pares solitarios. Cada osíxenu tien de tomar un máximu de 3 pares solitarios, dándo-y a cada osíxenu 8 electrones, incluyendo'l par del enllaz. El séptimu par solitariu tien de ser allugáu nel átomu de nitróxenu.
  • Paso cuatro: Cumplir la regla del octeto. Dambos átomos d'osíxenu tienen 8 electrones asignaos a ellos. L'átomu de nitróxenu tien namái 6 electrones asignaos. Unu de los pares solitarios d'unu de manera simple col átomu de nitróxenu. Ponga los corchetes alredor de cada estructura, y escriba la carga ( - ) nel rincón cimeru derechu fuera de los corchetes. Dibuxe una flecha doble ente los dos formes de resonancia.
Nitrite-ion-lewis-canonical.png

Ver tamién[editar | editar la fonte]

Enllaces esternos[editar | editar la fonte]




Estructura de Lewis