Estructuras de lewis

UNIVERSIDAD PRIVADA
JUAN MEJÍA BACA

ENLACE QUÍMICO
TEORIA DE LEWIS
Profesor: Ing. Alberto Carrasco Tineo

TEORIA DE LEWIS
DEL ENLACE COVALENTE
Se basa en las siguientes hipótesis:
• Los átomos para conseguir 8 e– en su última capa
comparten tantos electrones como le falten para
completar su capa (regla del octeto).
• Cada pareja de e– compartidos forma un enlace.
• Se pueden formar enlacessencillos, dobles y
triples con el mismo átomo.

2

Símbolos de Lewis:
Son una representación gráfica para comprender
donde están los electrones en un átomo, colocando
los electrones de valencia como puntos o aspas
alrededor del símbolo del elemento:

Xv v
v

REGLA DEL OCTETO
En general los elementos representativos
configuraciones electrónicas de gases nobles.

adquieren

Los átomos se unencompartiendo
electrones hasta conseguir completar la
última capa con 8 e- (4 pares de e-) es
decir conseguir la configuración de gas
noble: s2p6

Tipos de pares de electrones:
1- Pares de e- compartidos entre dos átomos
(representado con una línea entre los at. unidos)
· enlaces sencillos
· enlaces dobles
· enlaces triples
2- Pares de e- no compartidos (ó par solitario)

H

H

O

O

N

N

Cl

Cl

OO

N

N

Estructura de Lewis:
Es una representación simplificada de
los enlaces de una molécula, utilizando un
punto por cada electrón que forman el
enlace de la molécula.

COMO DIBUJAR
ESTRUCTURAS DE LEWIS

Escriba la fórmula puntual de Lewis para las siguientes moleculas.
1- Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la molécula. Para un
anión poliatómico se le añade un e- más porcada carga negativa y para un
catión se restan tantos electrones como cargas positivas.
2- Se dibuja una estructura básica lo mas simétrica posible, en general el
átomo menos electronegativo ocupa la posición central.
3- Se calcula el nº de e- de valencia que quedan disponibles.
4- Se distribuyen los e- de forma que se complete un octeto para cada átomo.
Ejemplo 1: CH4
1) C: 1s22s2p2  4eH: 1s1 1e- x4= 4eH

2)
H

C
H

H

8e-

Ejemplo 2: H2CO
1) C: 1s22s2p2  4eH: 1s1  1e- x2= 2e- 12eO: 1s22s2p4  6eH

2)
H

C

3) e- de v. libres: 12-6= 6
H

4)
H

C

H

O

O

H

C

O

Ejemplo 4: SO2

Ejemplo 3: SiO4-4
1) Si: 3s2p2  4eO: 2s2p4  6e-x4 = 24 32 e+ 4 cargas neg.

1) S: 3s2p4  6eO: 2s2p4  6e-x2 = 12 18 e+ 4 cargas neg.

2)

2)

4-

O
O

Si

O

S
O

O

3) e- de v. libres: 18-4= 14

O

S3) e- de v. libres: 32-8= 24
4)

4-

O
O

Si
O

O

O

4)

O

S
O

O

RESONANCIA
• No siempre existe una única estructura de
Lewis que pueda explicar las propiedades
de una molécula o ion.
• Existen moléculas que pueden tener
varias estructuras equivalentes sin que
se pueda dar preferencia a una sobre
las demás

Formas resonantes
No son diferentes tipos de moléculas, solo hay un
tipo.
-

- Lasestructuras son equivalentes.
- Sólo difieren en la distribución de los electrones,
no de los átomos.

Ejemplos comunes: O3, NO3-, SO42-, NO2, y benceno.

or

14

Ejercicio A: Escribir las distintas formas
resonantes del ácido nítrico.
· ·–
:O
·· + ··
N O H 
··
:O
··

··
:O

··
N O H
· ·–
··
:O
··

O también
· ·–
:O
+ ··
N O H
–
··
:O
··

+

Carga Formal
Es un medio para contabilizar loselectrones de valencia.
La carga formal es la diferencia entre el nº de e- de valencia y el nº de
e- asignado en la estructura de Lewis (los e- no compartidos y la
mitad de los e- compartidos).
X= nº de e- de valencia

Cf = X – (Y + Z/2)

Y= nº de e- no compartidos
Z= nº de e- compartidos

En ocasiones es posible escribir más de una estructura de Lewis para una
misma molécula: H
H

C
H

O

I

H

H

CO

H

H

H

II

Utilizando el concepto de carga formal podemos determinar cual es la
estructura de Lewis más probable:
 El valor de Cf sea mas proximo a 0
 La Cf negativa debe estar localizada sobre el átomo +
electronegativo

I)

H
H

C

H

O

H

II)

H

C

O

H

H

- Para C: Cf= 4-(0+8/2)= 0
- Para O: Cf= 6-(4+4/2)= 0

H - Para C: Cf= 4-(2+6/2)= -1

- Para O: Cf= 6-(2+6/2)= +1

Otro...