Descripción

La intencion educactiva de este proyecto es entender y saber aplicar los metodos suficientes en conjunto con la tabla periodica para poder realizar la estructura de Lewis de una manera correcta.

Estructura de Lewis

Las estructuras de Lewis (también llamadas estructuras de punto electrónico) se forman cuando se combinan los símbolos de Lewis (también llamados símbolos de punto electrónico). Los símbolos Lewis son una forma sencilla de visualizar los electrones de valencia en un átomo. En un símbolo de Lewis, el símbolo del elemento se utiliza para representar el átomo y sus electrones centrales. Los puntos colocados alrededor del átomo se utilizan para indicar los electrones de valencia. Cuando se combinan para formar estructuras Lewis, los símbolos Lewis permiten predecir la forma de muchas moléculas e iones. Esta información es particularmente útil ya que muchas propiedades físicas y químicas de moléculas e iones dependen de su forma.

Tras el descubrimiento del átomo nuclear y los electrones, se propusieron muchas teorías para explicar la naturaleza de la vinculación química en moléculas que utilizan electrones. En 1916, Gilbert Newton Lewis, un químico estadounidense, sugirió que las moléculas se formaban cuando los átomos compartían pares de electrones externos. También asumió que los electrones no compartidos se encontraban en pares y propuso que la disposición de ocho electrones alrededor de un átomo era una configuración particularmente estable. En 1919, otro químico norteamericano llamado Irving Langmuir, notó que la teoría propuesta por Lewis tenía particularmente en cuenta los hechos químicos conocidos en ese momento. Sugirió el nombre de "enlace covalente" para un par de electrones compartidos. La teoría de Lewis, aunque muy útil, no explicó por qué o cómo se compartían los electrones, y los enlaces covalentes no se entendieron bien hasta que se desarrolló la teoría cuántica.

En un átomo neutro, el número de protones en el núcleo es igual al número de electrones alrededor del núcleo. A los electrones se les asignan niveles de energía basados en la teoría cuántica. Cuanto más cerca están los electrones del núcleo, más apretados están. Estos electrones fuertemente ligados son difíciles de extraer del átomo y se llaman los "electrones de núcleo interno". Los electrones de la capa más externa (los que están más alejados del núcleo) están unidos de forma más suelta. La analogía más cercana a los electrones en un átomo son los estudiantes en un auditorio. Los estudiantes en las filas cercanas al frente están más cerca del profesor. Es difícil que estos estudiantes se comporten mal o se duerman, ya que el profesor puede vigilarlos de cerca. A medida que los estudiantes se sientan cada vez más lejos del profesor, es más difícil para el profesor darse cuenta de lo que están haciendo e incluso es posible que un estudiante en la parte de atrás del auditorio se vaya sin que el profesor se dé cuenta. Del mismo modo, a medida que los electrones se colocan en niveles de energía cada vez más alejados del núcleo, es más fácil para ellos dejar el átomo o reaccionar. Los electrones en el nivel de energía exterior se denominan electrones de valencia. Según la mecánica cuántica, el nivel más externo puede contener un máximo de ocho electrones. En la tabla periódica, estos electrones se rellenan (normalmente en orden) en la primera y segunda columna y luego en las últimas seis columnas. Las primeras y segundas columnas se denominan el "bloque s" y las últimas seis columnas se denominan respectivamente el "bloque p", lo que denota la forma de los 7 electrones más propensos a contenerlos.

En el símbolo Lewis de un elemento del bloque s o p, el número de electrones de valencia se indica mediante puntos alrededor del símbolo del elemento. No se empareja ningún electrón hasta que se hayan colocado cuatro electrones individuales. Luego, los electrones se emparejan hasta que se han colocado ocho electrones. Los puntos generalmente se colocan arriba, a la derecha, abajo y a la izquierda del símbolo. El orden en que se colocan no es importante. Según Lewis, el número de electrones no emparejados indicaba el número de enlaces que el átomo normalmente formado en un compuesto. Usando la segunda fila de la tabla periódica como ejemplo, el litio (con un electrón no emparejado) formaría una unión, el berilio (con dos electrones no emparejados) formaría dos uniones, el boro (con tres electrones no emparejados) formaría tres uniones, y el carbono (con cuatro electrones no emparejados) formaría cuatro uniones. Después del carbono, el nitrógeno tiene sólo tres electrones no emparejados (puesto que el quinto electrón forma un par con uno de los otros electrones) y por lo tanto forma sólo tres enlaces. Del mismo modo, el oxígeno forma sólo dos enlaces y el flúor forma un solo enlace. El neón (y todos los elementos de esa última columna) tienen ocho electrones, todos emparejados, y por lo tanto se predijo que estos elementos no formarían ningún enlace (un hecho que se observó hasta hace muy poco, cuando algunos de los elementos de la última columna se vieron obligados a reaccionar en condiciones extremas). Esta falta de reactividad por parte de los elementos de la última columna (llamados gases inertes o nobles), llevó a la observación de que era altamente deseado tener ocho electrones alrededor del átomo. Se dice que los gases nobles tienen una configuración octeto estable.

Las estructuras Lewis se forman cuando se combinan dos o más símbolos Lewis. Un electrón no compartido de cada átomo se combina para formar un par de electrones compartidos entre dos átomos. Este par compartido se llama covalente. Los electrones en un enlace covalente también se conocen como pares de unión. Si un átomo tiene electrones que están en pares pero no son compartidos con otro átomo, estos pares de electrones se llaman pares de electrones solos, pares no compartidos o electrones no enlazados. Por ejemplo, el hidrógeno tiene un electrón y el cloro tiene siete electrones en forma de tres pares y un electrón solitario. El electrón solitario del hidrógeno puede emparejarse con el electrón solitario del cloro para formar un par de electrones de enlace y por lo tanto un enlace covalente entre el hidrógeno y el cloro. El cloro, como resultado, tiene un par de enlace y tres pares de solitarios (un total de ocho electrones), mientras que el hidrógeno tiene un par de electrones de enlace. Si se dibujan las estructuras de Lewis para muchas otras moléculas, se puede ver que la mayoría de los átomos en moléculas estables o iones, con la excepción del hidrógeno, adquieren ocho electrones en su nivel de valencia exterior. Como se mencionó anteriormente, ésta es la configuración octeto estable poseída por los gases nobles. Esta observación condujo al desarrollo de la "regla del octeto" que cada átomo, con la excepción del hidrógeno, se esfuerza por adquirir ocho electrones en su cáscara de valencia. Sin embargo, hay una serie de excepciones bastante comunes e importantes a esta regla.

El método antedicho es fácil de seguir cuando solamente dos átomos se combinan para hacer una molécula. Cuando se combinan más de dos átomos, es más fácil seguir un procedimiento simple al construir el diagrama de Lewis. El primer paso es escribir los átomos en la molécula en el orden en que se unen entre sí. En general, el hidrógeno forma un solo enlace, y el oxígeno sólo se une a otro oxígeno en los peróxidos. Aunque hay excepciones, se utilizan dos métodos generalmente aceptados para escribir la fórmula de un compuesto. El primero se usa cuando hay un átomo con muchos otros átomos adheridos a él. En este caso, el átomo central generalmente se escribe primero, seguido de los átomos que están adheridos a él. La segunda se utiliza cuando hay múltiples estructuras posibles o cuando hay más de un átomo central. En este caso, la fórmula se escribe en el orden en que se unen los átomos. Una vez conocida la estructura del esqueleto de la molécula, es necesario contar el número total de electrones de valencia. Esto se puede hacer añadiendo el número de electrones de valencia presentes en cada elemento del compuesto. Si se está determinando la estructura Lewis de un ión (una especie cargada) es necesario también 
para dar cuenta de la carga del ión. Si el ion tiene una carga negativa, un número de electrones igualando la carga numérica del ion se suman al número total de electrones. Si el ion tiene una carga positiva, un número de electrones igualando la carga numérica del ion se resta del número total de electrones. Una vez que el número total de electrones es conocido, los electrones se colocan alrededor de los átomos en la estructura de Lewis. Primero, se colocan dos electrones entre dos átomos cualesquiera que estén unidos para crear un enlace covalente o un par de vinculación. Los electrones restantes se distribuyen de manera que cada átomo adquiere un octeto (ocho) de electrones.

En muchos casos, el procedimiento anterior proporciona una estructura de Lewis que se puede utilizar para determinar mucha información. Sin embargo, ocasionalmente, hay electrones insuficientes para proporcionar a cada átomo un octeto de electrones. Si este es el caso, puede ser necesario considerar la vinculación múltiple. En un enlace múltiple, dos átomos comparten más de un par de electrones. Si dos pares de electrones son compartidos entre átomos, el enlace entre los átomos se llama "enlace doble". Si tres pares de electrones son compartidos entre átomos, el enlace se llama "triple enlace". Si una molécula tiene enlaces dobles o triples, es posible que sean posibles estructuras alternativas. Estas estructuras alternas se denominan "estructuras de resonancia" e implican diferentes pero viables arreglos de electrones entre los átomos de la molécula o ión. Es importante notar aquí que sólo la disposición de los electrones difiere. La disposición de los átomos debe permanecer igual. Cuando hay un número de estructuras de resonancia, la verdadera estructura no es ninguna de las estructuras de resonancia, pero se dice que es un híbrido de las estructuras de resonancia. Alternativamente, hay muchas moléculas que terminan teniendo un exceso de electrones. Usualmente, el exceso de electrones son colocados alrededor del átomo central y el átomo central en tal molécula o ión es generalmente azufre o un elemento más alto en número atómico que el azufre. Finalmente, también es posible, especialmente en el caso de que haya un átomo de nitrógeno en la molécula, que haya un número impar de electrones. En tales casos, un electrón permanece inalterado. Estas especies se denominan radicales o radicales libres. Son muy reactivos y tienen un papel importante en la química atmosférica, la química del envejecimiento y el cáncer.

Una vez que la estructura de Lewis ha sido determinada, es posible conocer la forma de la molécula o ión. La información más importante que se necesita para determinar la forma es el número total de grupos alrededor del átomo central, donde un grupo podría ser otro átomo o un par de átomos. Un átomo central conectado a uno o dos átomos es lineal. Cuando el átomo central está conectado a tres átomos, la forma es trigonal plana. Cuando el átomo central está conectado a cuatro átomos, la forma es tetraédrica. Cuando el átomo central está conectado a cinco átomos, la forma es bipiramidal trigonal (dos pirámides triangulares unidas en la base). Cuando el átomo central está conectado a seis átomos, la forma es octaédrica. Otras formas son posibles cuando los átomos son reemplazados por pares de átomos solitarios.

Recursos
libros
Brady, Russell y Holum. Química, materia y sus cambios. 3ª ed. Nueva York: John Wiley and Sons Inc. 2000.

Zumdahl. Química. 4ª ed. Nueva York: Houghton Mifflin 1997.

Rashmi Venkateswaran

KEY TERMS

Par de unión
El par de electrones compartidos entre dos átomos para formar un enlace se llama par de unión.

Bono covalente
Unión química formada cuando dos átomos comparten un par de electrones entre sí.

Doble enlace
Un enlace covalente que consiste en dos pares de electrones compartidos que mantienen a los dos átomos juntos.

Radical libre
Un radical libre o radical es una especie en la que hay un electrón no apareado. Los radicales libres son extremadamente reactivos.

Símbolo de Lewis
Los símbolos de Lewis se combinan para formar la estructura de Lewis. En un símbolo de Lewis, el símbolo del elemento representa el núcleo y los electrones del núcleo. Los puntos colocados alrededor del símbolo del elemento representan los electrones de valencia.

Par individual
Un par de electrones localizados alrededor de un átomo pero no compartidos con otro átomo se llama un par de electrones solitarios, un par no compartido o un par no adherente.

Neutral
No tener ni carga positiva ni carga negativa.

Regla de octeto
La regla del octeto establece que todos los átomos, con la excepción del hidrógeno, se esfuerzan por adquirir ocho electrones en su cáscara de valencia.

Configuración estable del octeto
Cualquier átomo que tenga ocho electrones en su cáscara de valencia se dice que tiene una configuración octeto estable.

Triple vínculo
Un triple enlace se forma cuando tres pares de electrones son compartidos entre dos átomos.

Electrones de valencia
Los electrones en la capa externa de un átomo que determinan las propiedades químicas de un elemento.

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