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 ( LED ), son diagramas que muestran el enlace entre los átomos de una molécula , así como los pares solitarios de electrones que pueden existir en la molécula. [1] [2] [3] Se puede dibujar una estructura de Lewis para cualquier molécula unida covalentemente , así como para compuestos de coordinación . La estructura de Lewis lleva el nombre de Gilbert N. Lewis , quien la introdujo en su artículo de 1916 El átomo y la molécula. [4] Las estructuras de Lewis amplían el concepto del diagrama de puntos de electrones agregando líneas entre 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 dibujan líneas entre átomos que están unidos entre sí (se pueden usar pares de puntos en lugar de líneas). Los electrones sobrantes que forman pares libres se representan como pares de puntos y se colocan al lado de los átomos.
Aunque los elementos del grupo principal del segundo período y posteriores generalmente reaccionan ganando, perdiendo o compartiendo electrones hasta que hayan alcanzado una configuración electrónica de capa de valencia con un octeto completo de (8) electrones, el hidrógeno (H) solo puede formar enlaces que comparten apenas dos electrones.
El número total de electrones representados en una estructura de Lewis es igual a la suma de los números de electrones de valencia de cada átomo individual. Los electrones que no son de valencia no están representados en las estructuras de Lewis.
Una vez determinado el número total de electrones de valencia, se colocan en la estructura según estos pasos:
Las estructuras de Lewis para iones poliatómicos se pueden dibujar mediante el mismo método. Al contar electrones, los iones negativos deben tener electrones adicionales colocados en sus estructuras de Lewis; Los iones positivos deberían tener menos electrones que una molécula sin carga. Cuando se escribe la estructura de Lewis de un ion, toda la estructura se coloca entre paréntesis y la carga se escribe como un superíndice en la parte superior derecha, fuera de los paréntesis.
Se ha propuesto un método más sencillo para construir estructuras de Lewis, eliminando la necesidad de contar los electrones: los átomos se dibujan mostrando los electrones de valencia; Luego, los enlaces se forman emparejando los electrones de valencia de los átomos involucrados en el proceso de formación del enlace, y los aniones y cationes se forman agregando o quitando electrones a/de los átomos apropiados. [5]
Un truco consiste en contar los electrones de valencia, luego contar el número de electrones necesarios para completar la regla del octeto (o con hidrógeno solo 2 electrones) y luego tomar la diferencia de estos dos números. La respuesta es la cantidad de electrones que forman los enlaces. El resto de los electrones simplemente llenan los octetos de todos los demás átomos.
Se ha propuesto otro procedimiento simple y general para escribir estructuras de Lewis y formas de resonancia. [6]
En términos de estructuras de Lewis, la carga formal se utiliza en la descripción, comparación y evaluación de estructuras topológicas y de resonancia probables [7] determinando la carga electrónica aparente de cada átomo interno, en función de su estructura de puntos electrónicos, asumiendo covalencia exclusiva o no. -enlace polar . Tiene usos para determinar una posible reconfiguración electrónica cuando se hace referencia a mecanismos de reacción y, a menudo, da como resultado el mismo signo que la carga parcial del átomo, con excepciones. En general, la carga formal de un átomo se puede calcular utilizando la siguiente fórmula, suponiendo definiciones no estándar para el marcado utilizado:
dónde:
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 pertenecen en la estructura de Lewis. Los electrones en los enlaces covalentes se dividen en partes iguales entre los átomos involucrados en el enlace. El total de las cargas formales de un ion debe ser igual a la carga del ion, y el total de las cargas formales de una molécula neutra debe ser igual a cero.
Para algunas moléculas e iones, es difícil determinar qué pares libres deben moverse para formar enlaces dobles o triples, y se pueden escribir dos o más estructuras de resonancia diferentes para la misma molécula o ion. En tales casos, es habitual escribirlos todos con flechas de dos direcciones en el medio . A veces, este es el caso cuando varios átomos del mismo tipo rodean al átomo central, y es especialmente común en el caso de iones poliatómicos.
Cuando ocurre 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 ( NO−3), por ejemplo, debe formar un doble enlace entre el nitrógeno y uno de los oxígenos para satisfacer la regla del octeto para el nitrógeno. Sin embargo, como la molécula es simétrica, no importa cuál de los oxígenos forme el doble enlace. En este caso, existen tres posibles estructuras de resonancia. La expresión de la resonancia al dibujar estructuras de Lewis se puede hacer dibujando cada una de las posibles formas de resonancia y colocando flechas de dos puntas entre ellas o usando líneas discontinuas para representar los enlaces parciales (aunque esta última es una buena representación del híbrido de resonancia que es (no, formalmente hablando, una estructura de Lewis).
Cuando se comparan estructuras de resonancia para la misma molécula, normalmente aquellas con menos cargas formales contribuyen más al híbrido de resonancia general. Cuando se necesitan cargas formales, se prefieren las estructuras de resonancia que tienen cargas negativas en los elementos más electronegativos y cargas positivas en los elementos menos electronegativos.
Los enlaces simples también se pueden mover 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 químicos cuánticos en lugar del modelo común de octeto expandido.
La estructura de resonancia no debe interpretarse como una indicación de que la molécula cambia entre formas, sino que la molécula actúa como el promedio de múltiples formas.
La fórmula del ion nitrito es NO.−2.
Las estructuras químicas se pueden escribir en formas más compactas, particularmente cuando se muestran moléculas orgánicas . En fórmulas estructurales condensadas, muchos o incluso todos los enlaces covalentes pueden omitirse, con subíndices que 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 están representados por el símbolo C sino por los vértices de las líneas. Los átomos de hidrógeno unidos a un 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 que no se muestra es, por implicación, a átomos de hidrógeno.
Otros diagramas pueden ser más complejos que las estructuras de Lewis y muestran enlaces en 3D utilizando diversas formas, como diagramas de relleno de espacio .
A pesar de su simplicidad y desarrollo a principios del siglo XX, cuando la comprensión de los enlaces químicos era todavía rudimentaria, las estructuras de Lewis capturan muchas de las características clave de la estructura electrónica de una variedad de sistemas moleculares, incluidos aquellos relevantes para la reactividad química. Por lo tanto, continúan disfrutando de un uso generalizado por parte de químicos y profesores de química. Esto es especialmente cierto en el campo de la química orgánica , donde todavía domina el modelo tradicional de enlace de valencia, y los mecanismos a menudo se entienden en términos de notación curva-flecha superpuesta 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 encontradas 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 todavía son comunes).
Es importante señalar que existen sistemas moleculares simples y arquetípicos para los cuales una descripción de Lewis, al menos sin modificaciones, es engañosa o inexacta. En particular, el dibujo ingenuo de estructuras de Lewis para moléculas que experimentalmente se sabe que contienen electrones no apareados (por ejemplo, O 2 , NO y ClO 2 ) conduce a inferencias incorrectas sobre el orden de los enlaces, las longitudes de los enlaces 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 C 6 H 6 (benceno) cíclico experimenta una estabilización especial más allá de los efectos de deslocalización normales, mientras que el C 4 H 4 (ciclobutadieno) en realidad experimenta una desestabilización especial . [ cita necesaria ] La teoría de los orbitales moleculares proporciona la explicación más sencilla para estos fenómenos. [ ¿ investigacion original? ]
