Estructura de Lewis — Cómo dibujar diagramas de puntos

Una estructura de Lewis es un diagrama simple que muestra dónde están los electrones de valencia en una molécula o ion poliatómico. Las líneas muestran pares de electrones compartidos, que llamamos enlaces covalentes, y los puntos muestran pares solitarios.

Si solo necesitas la versión rápida, usa las estructuras de Lewis para responder tres preguntas: qué átomos están conectados, cuántos enlaces hay y dónde se encuentran los pares solitarios. Eso las hace útiles para el estudio básico del enlace, la predicción de la forma molecular y la revisión de cargas formales.

Qué te dice realmente una estructura de Lewis

Una estructura de Lewis no es una imagen completa de cómo se mueven los electrones en el espacio. Es un modelo de conteo para los electrones de valencia.

Esa diferencia importa. Una estructura de Lewis te ayuda a seguir los patrones de enlace y el conteo de electrones, pero no reemplaza un modelo tridimensional ni describe todos los detalles de la distribución real de electrones.

Cómo dibujar una estructura de Lewis

Para la mayoría de los problemas introductorios, esta secuencia funciona bien:

1. Cuenta el total de electrones de valencia.
2. Elige un átomo central. Suele ser el átomo menos electronegativo, excepto que el hidrógeno no es átomo central.
3. Dibuja enlaces simples desde el átomo central hacia los átomos que lo rodean.
4. Coloca primero los electrones restantes en los átomos externos.
5. Pon los electrones que sobren en el átomo central.
6. Si el átomo central todavía no tiene un octeto, forma enlaces múltiples convirtiendo un par solitario vecino en un par enlazante cuando sea apropiado.
7. Revisa las cargas formales y comprueba si debe mostrarse resonancia.

Para un ion, ajusta el conteo de electrones antes de empezar:

$$\text{total valence electrons} = \sum \text{valence electrons} \pm \text{charge adjustment}$$

Suma electrones si la carga es negativa y réstalos si la carga es positiva.

Ejemplo resuelto: estructura de Lewis de $CO_2$

El dióxido de carbono es un buen ejemplo porque muestra por qué no siempre basta con completar octetos usando solo enlaces simples.

Paso 1: contar los electrones de valencia

El carbono aporta $4$ electrones de valencia. Cada oxígeno aporta $6$, así que el total es

$$4 + 2(6) = 16$$

Paso 2: elegir el átomo central

El carbono es el átomo central. El oxígeno suele ser terminal en este tipo de molécula neutra.

Paso 3: dibujar enlaces simples

Empieza con $O - C - O$. Dos enlaces simples usan $4$ electrones, así que quedan $12$ electrones.

Paso 4: completar primero los átomos externos

Da a cada oxígeno tres pares solitarios. Eso usa los $12$ electrones restantes.

En esta etapa, cada oxígeno tiene un octeto, pero el carbono solo tiene cuatro electrones a su alrededor por los dos enlaces simples. Al carbono le falta completar el octeto.

Paso 5: formar enlaces múltiples

Convierte un par solitario de cada oxígeno en un par enlazante con el carbono. El resultado es

$$O = C = O$$

Ahora el carbono tiene un octeto, cada oxígeno también tiene un octeto y las cargas formales se minimizan. Esta es la estructura de Lewis estándar para $CO_2$.

Por qué importa la carga formal

A veces, más de una disposición de electrones puede satisfacer la regla del octeto. Cuando eso ocurre, la carga formal te ayuda a decidir qué estructura de Lewis es más razonable.

Una regla común para principiantes es preferir estructuras con cargas formales más pequeñas y con la carga negativa situada en el átomo más electronegativo cuando haya elección. Esa regla es útil, pero no sustituye el contexto químico en casos más avanzados.

Errores comunes

Olvidar volver a contar el total de electrones

Muchas estructuras incorrectas parecen plausibles hasta que vuelves a contar los electrones. Un conteo final es una de las formas más rápidas de detectar errores.

Forzar solo enlaces simples

Algunas moléculas necesitan enlaces dobles o triples para que el átomo central complete un octeto. $CO_2$ es un ejemplo básico.

Tratar la regla del octeto como universal

La regla del octeto funciona bien para muchos compuestos del grupo principal, pero no para todos. El hidrógeno sigue una regla del dueto, el boro puede ser deficiente en electrones en algunos compuestos, y algunos átomos del período 3 o inferiores pueden superar los ocho electrones.

Ignorar la resonancia

Si más de una estructura de Lewis válida difiere solo en la colocación de los electrones, el enlace se representa mejor mediante formas de resonancia que afirmando que la molécula cambia entre estructuras no relacionadas.

Cuándo se usan las estructuras de Lewis

Las estructuras de Lewis se usan en química general para predecir patrones probables de enlace, estimar la forma molecular con VSEPR como siguiente paso, comparar cargas formales y reconocer resonancia en moléculas e iones poliatómicos.

Son más útiles como primer modelo. Si la molécula presenta enlaces inusuales, radicales, metales de transición o deslocalización que el modelo simple de puntos no puede mostrar bien, normalmente necesitas una descripción más avanzada.

Prueba una estructura similar

Prueba tu propia versión con el ion carbonato, $CO_3^{2-}$. Cuenta los electrones, dibuja una estructura válida y luego comprueba si el doble enlace puede colocarse en más de una posición. Esa es una forma clara de ver por qué importa la resonancia después de aprender los pasos básicos de las estructuras de Lewis.