Lewis Y Geometria1

ESTRUCTURAS DE LEWIS Y GEOMETRÍA MOLECULAR
Por Bryant Barrientos, 2013

Los modelos de Lewisa, aplicados a moléculas y/o iones con enlaces covalentes y/o iónicos, se basan en la
regla del octeto. La regla del octeto indica que los átomos al “ganar o perder” electrones, mediante la
formación de enlaces químicos, buscan alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano a
ellos. Dadoque los gases nobles llenan por completo los orbitales atómicos s y p obteniendo una
configuración electrónica s2p6, se dice que los átomos, al buscar completar esta configuración buscan 8
electrones en su capa de valencia. Sin embargo, la mayoría de compuestos conocidos no cumplen con la
regla del octeto debido a que la misma es una explicación incompleta de un enlace químico y en la actualidadlas explicaciones a dicho fenómeno han mejorado. Regresando a la regla del octeto se pueden considerar al
menos 3 excepciones: (i) el caso del hidrógeno que busca llegar a la configuración del helio, s2, tendencia
conocida como la regla del dueto, (ii) contracciones de octeto que se da en algunos casos con los átomos de
los períodos 2 y 3 de la tabla periódica y (iii) expansiones de octeto que sedan con los átomos pertenecientes
a los períodos 3 y superiores; por lo que la utilidad queda restringida a casos particulares.
Las estructuras de Lewis para compuestos covalentes se obtienen de una serie de cálculos básicos, lo cual se
ejemplificará con el amoniaco (NH3):
(1) Electrones de valencia: obtenidos del número de columna al que pertenece cada átomo y multiplicado
por la cantidad deátomos, si se está trabajando con cationes la carga del catión debe restarse y si se
está trabajando con aniones la carga del anión debe sumarse.
N = 5*1 = 5
H = 1*3 = 3
Total = 8

(2) Electrones para completar octeto o dueto: del gas noble más cercano a cada átomo y multiplicado por
la cantidad de átomos.
N = 8*1 = 8
H = 2*3 = 6
Total = 14

(3) Número de electrones compartidos: son los electrones queformarán un enlace y es la resta entre
electrones de octeto y electrones de valencia.
14 – 8 = 6

(4) Número de enlaces: como cada enlace químico consta de dos electrones, el número de electrones
compartidos se divide entre 2
6/2=3

(5) Número de electrones no compartidos: es la diferencia entre el número de electrones de valencia y el
número de electrones compartidos.
8–6=2

(6) Identificación delátomo central: es generalmente aquel que está en menor proporción, en este caso el
nitrógeno.
(7) A partir del átomo central, dibujar la estructura tomando en cuenta el número de enlaces y el número
de electrones libres.
°°

H–N–H
|
H

(8) Ahora bien, este es un ejemplo sencillo, de aquí en adelante se puede presentar el caso de que
existan varias estructuras posibles para lo cual se tiene queutilizar el concepto de cargas formales.
Las cargas formales son números arbitrarios que se asignan a los elementos de una molécula para
indicar, en cierta forma su ambiente electrónico.
Carga formal = Número de electrones de valencia – número de enlaces – número de electrones libres.

Las cargas formales deben cumplir con tres reglas sencillas para que la estructura que se propone sea
la más“correcta”.
a) Las cargas formales negativas deben de encontrarse en los átomos más electronegativos y las
cargas formales positivas deben de encontrarse en los átomos menos electronegativos.
b) Las cargas formales positivas y negativas deben presentarse alternadas, una carga formal de cero
supone un “comodín”.
c) Las cargas formales deben de ser lo más cercanas a cero posible así, por ejemplo, cargasformales de -4 o +4 generan ciertas “dudas”.
En este caso, el amoniaco presenta cargas formales (marcadas en rojo):
0

°°

0

H –N –H
|
0
H

0

Por lo que la estructura es correcta.
Sin embargo, como se dijo anteriormente, el amoniaco es un ejemplo sencillo. En casos como el ión sulfato
(SO42-) se aprecian las salvedades de los incisos (1) y (8). La estructura de Lewis que se obtiene al realizar...