Estructura de Lewis

Las estructuras de Lewis —también llamadas fórmulas de puntos de Lewis , estructuras de puntos de Lewis , estructuras de puntos de electrones o estructuras de puntos de electrones de Lewis ( LEDs ) — son diagramas que muestran el enlace entre los átomos de una molécula , así como los pares de electrones no enlazantes que pueden existir en la molécula. ^{[ 1 ] [ 2 ] [ 3 ]} Introducida por Gilbert N. Lewis en su artículo de 1916 El átomo y la molécula , una estructura de Lewis puede dibujarse para cualquier molécula con enlace covalente , así como para compuestos de coordinación . ^{[ 4 ]} Las estructuras de Lewis extienden el concepto del diagrama de puntos de electrones al agregar líneas entre los átomos para representar pares compartidos en un enlace químico.  

Las estructuras de Lewis muestran cada átomo y su posición en la estructura de la molécula mediante su símbolo químico. Se trazan líneas entre los átomos unidos entre sí (en lugar de líneas, se pueden usar pares de puntos). Los electrones en exceso, que forman pares solitarios, se representan con pares de puntos y se colocan junto a los átomos.

Aunque los elementos del grupo principal del segundo período y posteriores suelen reaccionar ganando, perdiendo o compartiendo electrones hasta alcanzar una configuración electrónica de la capa de valencia con un octeto completo de (8) electrones, el hidrógeno, en cambio, obedece la regla del duplete , formando un enlace para una capa de valencia completa de dos electrones.

Para una molécula neutra, el número total de electrones representados en una estructura de Lewis es igual a la suma de los electrones de valencia de cada átomo, no al máximo posible. Los electrones que no son de valencia no se representan en las estructuras de Lewis, ya que no forman enlaces químicos.

Una vez determinado el número total de electrones de valencia, se colocan en la estructura siguiendo estos pasos:

1. Inicialmente, se traza una línea (que representa un enlace simple) entre cada par de átomos conectados.
2. Cada enlace consta de un par de electrones, por lo que si t es el número total de electrones que se deben colocar y n es el número de enlaces simples que se acaban de dibujar, quedan t − 2 n electrones por colocar. Estos se dibujan temporalmente como puntos, uno por electrón, hasta un máximo de ocho por átomo (dos en el caso del hidrógeno), menos dos por cada enlace.
3. Los electrones se distribuyen primero a los átomos externos y luego a los demás, hasta que no queden más por colocar.
4. Finalmente, cada átomo (excepto el hidrógeno) rodeado por menos de ocho electrones (considerando cada enlace como dos) se procesa de la siguiente manera: por cada dos electrones necesarios, se eliminan dos puntos de un átomo vecino y se dibuja una línea adicional entre ambos átomos. Esto representa la conversión de un par de electrones no enlazantes en un par enlazante, lo que añade dos electrones a la capa de valencia del primer átomo, sin modificar el número de electrones del segundo.
5. En los pasos anteriores, si no hay suficientes electrones para llenar las capas de valencia de todos los átomos, se da preferencia a aquellos átomos cuya electronegatividad sea mayor.

Las estructuras de Lewis para iones poliatómicos se pueden dibujar con el mismo método. Sin embargo, al contar los electrones, los iones negativos deben tener electrones adicionales en sus estructuras de Lewis; los iones positivos deben tener menos electrones que una molécula neutra. Al escribir la estructura de Lewis de un ion, toda la estructura se coloca entre corchetes y la carga se escribe como superíndice en la esquina superior derecha, fuera de los corchetes.

Se ha propuesto un método más sencillo para construir estructuras de Lewis, eliminando la necesidad de contar electrones: los átomos se dibujan mostrando los electrones de valencia; luego se forman enlaces emparejando los electrones de valencia de los átomos involucrados en el proceso de formación del enlace, y los aniones y cationes se forman añadiendo o quitando electrones a/de los átomos correspondientes. ^{[ 5 ]}

Un truco consiste en contar los electrones de valencia, luego contar la cantidad de electrones necesarios para completar la regla del octeto (o, en el caso del hidrógeno, solo 2 electrones), y finalmente calcular la diferencia entre ambos números. El resultado es la cantidad de electrones que forman los enlaces. Los electrones restantes se utilizan para completar los octetos de los demás átomos.

Método de la palanca Se ha propuesto otro procedimiento simple y general para escribir estructuras de Lewis y formas de resonancia. ^{[ 6 ]}

Este sistema funciona en casi todos los casos; sin embargo, existen 3 excepciones en las que no funcionará . Estas excepciones se detallan en la tabla a continuación.

En términos de estructuras de Lewis, la carga formal se utiliza en la descripción, comparación y evaluación de posibles estructuras topológicas y de resonancia ^{[ 7 ]} al determinar la carga electrónica aparente de cada átomo dentro de ella, basándose en su estructura de puntos de electrones, asumiendo exclusivamente covalencia o enlace no polar . Se utiliza para determinar posibles reconfiguraciones electrónicas al referirse a mecanismos de reacción y, a menudo, resulta en el mismo signo que la carga parcial del átomo, con algunas excepciones. En general, la carga formal de un átomo se puede calcular utilizando la siguiente fórmula, asumiendo definiciones no estándar para el marcado utilizado: $${\displaystyle C_{\text{f}}=N_{\text{v}}-U_{\text{e}}-{\frac {B_{\text{n}}}{2}},}$$ dónde

${\displaystyle C_{\text{f}}}$es el cargo formal,

${\displaystyle N_{\text{v}}}$representa el número de electrones de valencia en un átomo libre del elemento,

${\displaystyle U_{\text{e}}}$representa el número de electrones no compartidos en el átomo,

${\displaystyle B_{\text{n}}}$representa el número total de electrones en los enlaces que el átomo tiene con otro.

La carga formal de un átomo se calcula como la diferencia entre el número de electrones de valencia que tendría un átomo neutro y el número de electrones que le corresponden en la estructura de Lewis. En los enlaces covalentes, los electrones se distribuyen equitativamente entre los átomos que participan en el enlace. La suma de las cargas formales de un ion debe ser igual a su carga, y la suma de las cargas formales de una molécula neutra debe ser igual a cero.

Para algunas moléculas e iones, resulta difícil determinar qué pares de electrones no enlazantes deben desplazarse para formar enlaces dobles o triples, y pueden aparecer dos o más estructuras de resonancia diferentes para la misma molécula o ion. En estos casos, se suelen representar todas con flechas bidireccionales entre ellas . Esto ocurre a veces cuando varios átomos del mismo tipo rodean al átomo central, y es especialmente común en iones poliatómicos.

Cuando se da esta situación, se dice que la estructura de Lewis de la molécula es una estructura de resonancia , y la molécula existe como un híbrido de resonancia. Cada una de las diferentes posibilidades se superpone a las demás, y se considera que la molécula tiene una estructura de Lewis equivalente a alguna combinación de estos estados.

El ion nitrato ( NO₃⁻ ), por ejemplo, debe formar un doble enlace entre el nitrógeno y uno de los oxígenos para cumplir la regla del octeto del nitrógeno. Sin embargo, debido a la simetría de la molécula, no importa cuál de los oxígenos forme el doble enlace. En este caso, existen tres posibles estructuras de resonancia. La resonancia al dibujar estructuras de Lewis puede representarse dibujando cada una de las posibles formas de resonancia y colocando flechas de doble punta entre ellas, o bien utilizando líneas discontinuas para representar los enlaces parciales (aunque esta última es una buena representación del híbrido de resonancia, que, formalmente hablando, no es una estructura de Lewis).

Al comparar estructuras de resonancia para una misma molécula, generalmente aquellas con menor cantidad de cargas formales contribuyen más al híbrido de resonancia global. Cuando se requieren cargas formales, se favorecen las estructuras de resonancia que presentan cargas negativas en los elementos más electronegativos y cargas positivas en los menos electronegativos.

Los enlaces simples también pueden moverse de la misma manera para crear estructuras de resonancia para moléculas hipervalentes como el hexafluoruro de azufre , que es la descripción correcta según los cálculos de química cuántica en lugar del modelo común de octeto expandido.

La estructura de resonancia no debe interpretarse como una indicación de que la molécula cambia entre diferentes formas, sino como que la molécula actúa como el promedio de múltiples formas.

La fórmula del ion nitrito es NO − 2 .

1. El nitrógeno es el átomo menos electronegativo de los dos, por lo que es el átomo central según múltiples criterios.
2. Cuenta los electrones de valencia. El nitrógeno tiene 5 electrones de valencia; cada oxígeno tiene 6, para un total de (6 × 2) + 5 = 17. El ion tiene una carga de −1, lo que indica un electrón extra, por lo que el número total de electrones es 18.
3. Une los átomos mediante enlaces simples. Cada átomo de oxígeno debe estar unido al nitrógeno, lo que requiere cuatro electrones: dos en cada enlace.
4. Colocar pares de electrones no enlazantes. Los 14 electrones restantes deben colocarse inicialmente como 7 pares de electrones no enlazantes. Cada átomo de oxígeno puede tomar un máximo de 3 pares de electrones no enlazantes, lo que le da a cada oxígeno 8 electrones, incluyendo el par de enlace. El séptimo par de electrones no enlazantes debe colocarse en el átomo de nitrógeno.
5. Se cumple la regla del octeto. Ambos átomos de oxígeno tienen actualmente 8 electrones asignados. El átomo de nitrógeno solo tiene 6 electrones asignados. Uno de los pares de electrones no enlazantes de un átomo de oxígeno debe formar un doble enlace, pero cualquiera de los dos átomos funciona igual de bien. Por lo tanto, existe una estructura de resonancia.
6. Resuelve los cabos sueltos. Debes dibujar dos estructuras de Lewis: En cada estructura, uno de los dos átomos de oxígeno estará unido mediante un doble enlace al átomo de nitrógeno. El segundo átomo de oxígeno en cada estructura estará unido mediante un enlace simple al átomo de nitrógeno. Coloca corchetes alrededor de cada estructura y añade la carga (−) en la esquina superior derecha, fuera de los corchetes. Dibuja una flecha de doble punta entre las dos formas de resonancia.

${\displaystyle {\begin{matrix}{\ce {CH3-CH2-CH2-CH3}}\\{\ce {CH3CH2CH2CH3}}\end{matrix}}}$

Dos variedades de fórmula estructural condensada, ambas mostrando butano

Las estructuras químicas pueden escribirse de forma más compacta, especialmente al representar moléculas orgánicas . En las fórmulas estructurales condensadas, muchos o incluso todos los enlaces covalentes pueden omitirse, y los subíndices indican el número de grupos idénticos unidos a un átomo en particular. Otro diagrama estructural abreviado es la fórmula esquelética (también conocida como fórmula de líneas de enlace o diagrama de esqueleto de carbono). En una fórmula esquelética, los átomos de carbono no se representan con el símbolo C, sino con los vértices de las líneas. Los átomos de hidrógeno unidos al carbono no se muestran; se pueden inferir contando el número de enlaces a un átomo de carbono en particular. Se supone que cada carbono tiene cuatro enlaces en total, por lo que cualquier enlace no mostrado corresponde, por implicación, a átomos de hidrógeno.

Otros diagramas pueden ser más complejos que las estructuras de Lewis, mostrando enlaces en 3D utilizando diversas formas, como diagramas de relleno espacial .

A pesar de su simplicidad y desarrollo a principios del siglo XX, cuando la comprensión del enlace químico aún era rudimentaria, las estructuras de Lewis capturan muchas de las características clave de la estructura electrónica de diversos sistemas moleculares, incluidas aquellas relevantes para la reactividad química. Por lo tanto, siguen siendo ampliamente utilizadas por químicos y docentes de química. Esto es especialmente cierto en el campo de la química orgánica , donde el modelo tradicional de enlace de valencia aún predomina, y los mecanismos a menudo se comprenden en términos de notación de flechas curvas superpuestas a fórmulas esqueléticas , que son versiones abreviadas de las estructuras de Lewis. Debido a la mayor variedad de esquemas de enlace que se encuentran en la química inorgánica y organometálica , muchas de las moléculas requieren el uso de orbitales moleculares completamente deslocalizados para describir adecuadamente su enlace, lo que hace que las estructuras de Lewis sean comparativamente menos importantes (aunque siguen siendo comunes).

Existen sistemas moleculares simples y arquetípicos para los cuales una descripción de Lewis, al menos en su forma no modificada, resulta engañosa o inexacta. En particular, el dibujo ingenuo de estructuras de Lewis para moléculas que se sabe experimentalmente que contienen electrones desapareados (por ejemplo, O₂ _, NO y ClO₂ ₎ conduce a inferencias incorrectas sobre los órdenes de enlace, las longitudes de enlace y/o las propiedades magnéticas. Un modelo de Lewis simple tampoco explica el fenómeno de la aromaticidad . Por ejemplo, las estructuras de Lewis no ofrecen una explicación de por qué el C₆H₆ cíclico ( _{benceno ) experimenta una estabilización especial más allá de} los efectos normales de deslocalización, mientras que el C₄H₄ ( _{ciclobutadieno} ) _{experimenta en realidad una} desestabilización especial . ^{[ 8 ]} La teoría de orbitales moleculares proporciona la explicación más directa para estos fenómenos.

• Teoría de la repulsión de pares de electrones de la capa de valencia
• Geometría molecular
• Fórmula estructural
• orbital de enlace natural

• Diagramas de puntos de Lewis de elementos seleccionados
• Estructuras de Lewis para todos los compuestos