Reglas estructuras de Lewis
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1 Reglas generales para escribir estructuras de Lewis Profesor encargado: Fernando Granados Símbolos de Lewis Los elementos representativos de los grupos I al VIII se representan de la siguiente manera: Ne o o o o oo oo F o o o oo oo O o o oo oo N o o oo o C o o o o B o o o Be o o Li o I II III IV V VI VII VII Los electrones desapareados pueden utilizarse para formar enlaces simples, dobles o triples y los pares de electrones para formar enlaces coordinados (un sólo átomo aporta los electrones del enlace). Esqueleto estructural El esqueleto estructural nos indica la forma en que los átomos se enlazan pero no nos dice si los enlaces son simples, múltiples o coordinados. Este se dibuja escogiendo un átomo central (kernel) y disponiendo a su alrededor los átomos restantes de la manera más simétrica posible, utilizando siempre las fuerzas de repulsión de los electrones. Para escoger el átomo central se aplican los siguientes criterios: a) el que tenga suficientes electrones para poder compartir CCl 4 PBr 3 C 2 H 6 S0 2 Cl 2 b) el átomo central debe poseer una electronegatividad intermedia CCl 4 PBr 3 C 2 H 6 S0 2 Cl 2 c) el átomo o átomos que estén en menor cantidad: CCl 4 PBr 3 C 2 H 6 S0 2 Cl 2 d) el que tenga mayor número de electrones desapareados: COCl 2 POCl 3 CNS NOBr e) el grupo I no puede ser nunca un átomo central f) en los oxácidos (H 2 S0 4 , HClO 3 , HNO 3 ) los hidrógenos siempre se unen a átomos de oxígeno no al átomo central (hay algunas excepciones que aquí no nos interesa establecer). De acuerdo con los criterios anteriores se puede establecer el esqueleto estructural de las especies: PBr 3 , C 2 H 6 , COCl 2 , H 2 SO 4 y HNO 3 como:
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1
Reglas generales para escribir estructuras de Lewis Profesor encargado: Fernando Granados
Símbolos de Lewis Los elementos representativos de los grupos I al VIII se representan de la siguiente manera:
Ne oo
oo
o o
o o
F ooo
o o
o o
O oo
o o
o o
N oo
o o
o
C oo
o
o
B o
o
o
Be ooLi o
I II III IV V VI VII VII
Los electrones desapareados pueden utilizarse para formar enlaces simples, dobles o triples y los
pares de electrones para formar enlaces coordinados (un sólo átomo aporta los electrones del
enlace).
Esqueleto estructural
El esqueleto estructural nos indica la forma en que los átomos se enlazan pero no nos dice si los
enlaces son simples, múltiples o coordinados. Este se dibuja escogiendo un átomo central (kernel) y
disponiendo a su alrededor los átomos restantes de la manera más simétrica posible, utilizando
siempre las fuerzas de repulsión de los electrones.
Para escoger el átomo central se aplican los siguientes criterios:
a) el que tenga suficientes electrones para poder compartir
CCl4 PBr3 C2H6 S02Cl2
b) el átomo central debe poseer una electronegatividad intermedia
CCl4 PBr3 C2H6 S02Cl2
c) el átomo o átomos que estén en menor cantidad:
CCl4 PBr3 C2H6 S02Cl2
d) el que tenga mayor número de electrones desapareados:
COCl2 POCl3 CNS NOBr e) el grupo I no puede ser nunca un átomo central
f) en los oxácidos (H2S04, HClO3, HNO3) los hidrógenos siempre se unen a átomos de oxígeno no al
átomo central (hay algunas excepciones que aquí no nos interesa establecer).
De acuerdo con los criterios anteriores se puede establecer el esqueleto estructural de las especies:
PBr3, C2H6, COCl2, H2SO4 y HNO3 como:
2
P
O O
OO
OO
O O
BrBr
Br
C
O O
OO
OO
O O
H
C
O O
OO
O O
H
HH
HH
C
O O
OO
OO O
O O
O O
OO Cl
O O
OO
OO Cl
O O
O O
OO
S
O O
OO
OO
OO
O
O O
O O
OO O
O O
OO
OO O
O O
O O O O
OO O
O O
OO HH
NOO
OO
OO
O
O O
O O
OO O
O O
O O O O
OO O
O O
H OO
Escritura de fórmulas:
I) Calcule el número total de electrones de valencia sumando el número de electrones (# del grupo)
para cada átomo. Para un anión poliatómico sume un electrón por cada carga negativa y para un
catión reste un electrón por cada carga positiva.
CH4 : 4 + 4 = 8 [CH3]-1
= 4 + 3 + 1 = 8
II) Escriba el esqueleto estructural tal como se indica arriba interconectando los átomos mediante
puntos o equis y descuente dos electrones por cada enlace.
III) Distribuya los electrones restantes entre todos los átomos de manera que cada átomo quede con
8 electrones.(El H siempre queda con 2).
IV) Si los electrones no alcanzan para que todos los átomos cumplan con la regla del octeto, ensaye
enlaces dobles o triples (una deficiencia de 2 e- se compensa con un enlace doble y una de 4 e-, con
dos dobles o con un triple enlace).
Ejemplo 1:
SOCl2: El número de electrones de valencia es 6 + 6+14 = 26. La estructura básica indica que el
átomo central es el S y que los átomos restantes deben distribuirse de la siguiente manera:
S
O
O
O O O O Cl
O O
O O
OO O
O O
OO
OO Cl
O O
O O
OO
O O
De acuerdo con este esqueleto debe restarse a cada unión un par de electrones por lo que el S
queda con tres electrones restantes, el oxígeno con cinco y cada cloro con 6. Al descontar 6 e-
alrededor del átomo central enlazados, deben quedar 26 – 6 = 20, para distribuir entre los átomos
restantes. Cada Cl queda con 6 electrones a su alrededor con lo que cumple la regla del octeto. Al O
le restan 5 y al S 3. Por lo tanto, podemos distribuir esos 8 electrones de manera que sólo queden
enlaces simples
S
O O
OO
OO Cl
O O
O O
OO O
O O
OO
OO Cl
O O
O O
OO
O O
3
De los 3 enlaces que forma el S uno debe ser coordinado (el S - O ), ya que el S sólo forma dos
enlaces simples por compartimiento de electrones con átomos de Cl.
Ejemplo 2:
[N03]-1
. El número de electrones es 5 + 18 + 1 = 24 y la estructura básica debe ser:
NOO O
O
OO
O
O O
O O
O O
O O
O O
O O
OO O
O
O
O O
Si descontamos 6 electrones enlazados alrededor del átomo central (N) nos quedan 18 para
distribuir.
Como cada O tiene 5 e-, y el átomo del N le sobran 2 electrones sin enlazar, para poder completar el
octeto es necesario optar por un doble enlace con uno de los O, quedando uno de ellos con un
electrón sin enlazar.
De esta manera se puede repartir los 16 electrones restantes para completar los octetos y la
estructura sería:
NOO
OO
OO
O
O O
O O
O O
O O
O O O O
OO O
O O
OO
-1
El símbolo de Lewis N indica que el N utiliza dos de sus electrones impares para formar el doble
enlace y uno para formar un enlace simple por lo que el enlace restante debe ser coordinado.
Ejemplo 3:
N204. El número de electrones es 10 + 24 = 34 y la estructura básica debe ser:
NO O
O
O O
NO O
O
O O
OO O
O O
O O
OO O
O O
O O
OOO
O
O
OO
OOO
O
O
OO
Debemos descontar 10 electrones quedando 24. Como cada O queda con 5 y a cada N le sobran 2
sin enlazar, son necesarios 24. Por lo tanto debernos colocar dos dobles enlaces, (no puede haber
un enlace triple ya que algún N quedaría con 10) entre un N y un O.
4
Al distribuir los 20 electrones restantes tendríamos la estructura:
NOO
OO
OO
O
O O
O O
O
O O
O O
O O
OO O
O O
OONO
O
OO
O O
OO O
O O
OO
Como cada N utiliza 2 electrones impares para el enlace doble y uno para unirse al otro N, el par
restante lo usará para formar un enlace coordinado con el otro O por lo cual en la molécula hay dos
enlaces dobles y dos coordinados.
Ejemplo 4:
C2Cl2. Tenemos 8 + 14 = 22 electrones de valencia. La estructura básica debe ser
CO O
O
O
CO O
O
O O O
O ClO O
OO
O O
OO Cl
O O
O
Cada C se une al próximo con un enlace simple por lo que se debe descontar 2 electrones y por
cada enlace C - Cl se debe descontar 2, por lo que restan 16 electrones por distribuir. Cada C queda
con 2 electrones sin enlazar y cada Cl con 6. Los Cl han quedado con el octeto completo; los
sobrantes 4 electrones deben ubicarse de forma tal que también se complete el octeto, de esta
manera cada C aporta dos de esos electrones y se forma el triple enlace. No se pueden ensayar 2
enlaces dobles entre el C y el Cl ya que el Cl sólo forma enlaces simples; es por ello que la
estructura será entonces:
C C
O O
OO Cl
O O
OO
O O
OO Cl
O O
OO
OO
OO
OO
Ejemplo 5:
HCl03. Tenemos 1+ 7+ 18 = 26 electrones de valencia. La estructura básica debe ser. O-Cl-O-H
H
O
O
O O Cl
O O
O O
OO O
OO
OO
O O
O O
O OO
OO
O
O
O OO
Si descontamos 8 electrones enlazados quedan 18 para distribuir. El H ya está satisfecho; a cada C
le hacen falta 2 para completar el octeto y el Cl queda con 12 electrones a su alrededor. Es por ello
que el Cl debe aportar al C cada par electrónico, formando enlaces coordinados, de tal suerte que los
O completen el octeto. No es posible formar enlaces múltiples entre el O y el Cl. Por lo tanto, la
estructura final será:
5
H
OO
OO Cl
O O
O OOO O
OO
OO
O O
OO O O
OO O
O OO O
O
Moléculas Deficientes u octetos “virtuales”:
En estas el átomo central queda con menos de 8 electrones. Por ejemplo en el BF3. Cada F completa
el octeto al formarse un enlace simple y el el B queda 6 electrones. Se debe recordar que el B forma
una estructura isoelectrónica de gas noble al perder sus tres electrones, por lo que su octeto podría
llamarse “vitual”. De igual manera ocurre para el grupo II y el Grupo VII.
OO
B
O OO OOO F
OO
OO
O O
OO F O
OO O
O O
OOF
BeO O
OO
O O
OO Cl O
O
O O
O O
OOCl
Moléculas con octetos expandidos:
Los átomos que no pertenecen al II periodo pueden ampliar su octeto por promoción de electrones a
subniveles d y formar compuestos como ClF3, XeF4, PCl5, SF6, IF7 donde el átomo central puede
quedar con más de 8 electrones en su capa de valencia.
PO OO O
O O
OO Cl OO
O O
O O
OOCl
OOO O
OO
OO Cl
OO
OO
OO Cl O
O
OO
O O
OO
OOCl
Algunas notas finales:
Debemos tener presente que generalmente los átomos que pueden formar enlaces triples son
aquellos como C, N, P, que tienen tres electrones desapareados, mientras que para formar enlaces
dobles, los átomos deben tener por lo menos dos de ellos.
Existen algunas excepciones como el CO y el NO+1
en donde el O forma triples enlaces, lo cual
puede explicarse mediante la teoría de hibridación de orbitales.
Las reglas aquí enunciadas son de aplicación general para un curso básico y debe entenderse que
hay muchas excepciones cuyas explicaciones escapan a los objetivos del de Química General.
6
Estructuras de Lewis para los iones poliatómicos más comunes
N HHxo
xo
x o
x x
H
H
+1o
O oo
o o
-1o o x x
x xCl
x x
x x x O o
oo o
o o
x xCl
x x x
O oo
o ooo
-1 x x
O oo
o o
o o
x xCl
x x x
O oo
o ooo
-1
O oo
o o
oo
x x
O oo
o o
o o
x xCl
x x x
O oo
o ooo
-1
O oo
o o
oo
O ooo o
o o
amonio hipoclorito clorito clorato perclorato
x x
O oo
o o
o o
x xBr
x x x
O oo
o ooo
-1
O oo
o o
oo
O ooo o
o ox x
O oo
o o
o o
x xBr
x x x
O oo
o ooo
-1
O oo
o o
oo
x x
O oo
o o
o o
x xBr
x x x
O oo
o ooo
-1
O oo
o o
-1o o
x xBr
x x
x x x
x x
O oo
o o
o o
x xMn
x x x
O oo
o ooo
-1
O oo
o o
oo
O ooo o
o o
permanganato hipobromito bromito bromato perbromato
x x
O oo
o o
o o
x xI
x x x
O oo
o ooo
-1
O oo
o o
oo
x x
O oo
o o
o o
x xI
x x x
O oo
o ooo
-1
O oo
o o
oo
O ooo o
o o
x x
O oo
o o
o o
x xI
x x x
O oo
o ooo
-1
O oo
o o
-1o o
x xI
x x
x x x
C o o ox x x N
x xo
-1
cianuro hipoyodito yodito yodato peryodato
x oO
o o
o oN x
O oo
ooo
-1
nitrito
x x x
o o
x oO
o o
o o
Nx x
O oo
o oo
-1
O oo
o o
oo
nitrato
x x
o o
C o o ox x x N
x x -1
x xS x
ox
x x
tiocinato
Oo o
o o o x
oH
-1
hidroxilo
x oO
o o
o o
Cx o
O oo
o oo
- 2
O oo
o
oo
carbonato
x x
o o
o xO o
oo o
o o
x xS
o x x
O oo
o oo
- 2
O oo
o
oo
x
sulfito
x x
O oo o
o o
xoS
x x x
O oo
o ooo
- 2
O oo
o o
oo
O ooo o
o o
sulfato
x x
O oo o
o o
xo
x x x
O oo
o ooo
- 2
O oo
o o
oo
O ooo o
o o
cromato
Cr
x x
Oo
o o
o o
xo
x x x
O oo
o ooo
O oo
o o
oo
O ooo o
o o
dicromato
Cr
x x
O oo o
o o
xo
x x
O oo
o ooo
- 2
O oo
o o
oo
Cr x
o xO o
o o
o o
o xP
o x x
O oo
o oo
- 3
O oo
o
oo
x
fosfito
x oO o
o o
o o
xoP
x x x
O oo
ooo
- 3
O oo
o o
oo
O ooo o
o o
fosfato
o xO o
o o
o o
o xB
o x
O oo
o oo
- 3
O oo
o
oo
borato
- 2
x xS x
ox
x x
tiosulfato
O o
o o
o o
oxO o
o o
o o
x xS x
o
x x
Oo o
o oo
Nota: enlaces covalentes coordinados : x x
