Diagramas de puntos de Lewis para átomos, iones y moléculas covalentes

Un diagrama de puntos de Lewis resulta útil en cuanto una fórmula química deja de darte suficiente información. \(\ce{H2O}\) te indica que el agua contiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno, pero no muestra qué electrones forman enlaces, cuáles permanecen como pares libres ni por qué el oxígeno suele formar dos enlaces mientras que el hidrógeno forma uno.

Intenta hacer una predicción antes de desarrollar el método. El oxígeno tiene seis electrones de valencia. ¿Significa eso que un átomo de oxígeno en el agua aporta los seis a los enlaces?

No. Solo dos de los electrones de valencia del oxígeno se utilizan para formar los dos enlaces O-H. Los otros cuatro permanecen como dos pares libres. Los diagramas de puntos de Lewis permiten visualizar esta distribución de electrones.

01Qué muestra realmente un diagrama de puntos de Lewis

Para los enlaces, los electrones más importantes suelen ser los electrones de valencia, es decir, los electrones de la capa externa de un átomo.

Piensa en ellos como los electrones disponibles para las negociaciones químicas. Los electrones internos ya están situados cerca del núcleo y normalmente no participan en los enlaces covalentes ordinarios.

Un diagrama de Lewis muestra:

• un símbolo químico para cada átomo
• los electrones de valencia como puntos
• los pares de electrones compartidos como enlaces covalentes
• los pares no compartidos como pares libres
• corchetes y una carga cuando toda la especie es un ion

Para los elementos habituales de los grupos principales, el grupo de la tabla periódica indica el número de electrones de valencia.

El helio es la excepción del Grupo 18. Solo tiene dos electrones porque su primera capa queda completa con dos.

02Diagramas de puntos de Lewis para átomos individuales

Empecemos con el cloro.

Un átomo de cloro tiene siete electrones de valencia. Antes de dibujarlo, predice cómo deberían distribuirse los puntos. ¿Pondrías los siete puntos en un solo lado del símbolo?

Eso seguiría representando siete electrones, pero no comunicaría su distribución con claridad. La convención habitual de Lewis consiste en colocar primero un electrón en cada uno de los cuatro lados y después comenzar a emparejarlos.

Por tanto, el cloro puede representarse así:

   ••
•• Cl ••
   •

Hay siete puntos en total:

• tres pares
• un electrón desapareado

Ese único electrón desapareado proporciona una pista útil. El cloro suele formar un enlace covalente, lo que le permite compartir un electrón más y alcanzar una configuración estable en su capa externa.

N

   ••
•  N  •
   •

03Diagramas de Lewis para iones monoatómicos

Supongamos ahora que un átomo gana o pierde electrones.

El error más habitual en este caso es dibujar primero el átomo neutro y después limitarse a escribir una carga junto a él. La carga no es un simple adorno. Indica que el número de electrones ha cambiado realmente.

Considera un ion óxido, \(\mathrm{O}^{2-}\).

Un átomo de oxígeno neutro tiene seis electrones de valencia. Una carga \(2-\) significa que ha ganado dos electrones:

\[ 6 + 2 = 8 \text{ electrones de valencia} \]

Por tanto, su diagrama de Lewis tiene ocho puntos:

    ••
[•• O ••]²⁻
    ••

Observa dos características importantes:

1. Hay ocho electrones alrededor de O.
2. Todo el símbolo de Lewis está encerrado entre corchetes, con \(2-\) escrito fuera.

Para un ion positivo, haz lo contrario: resta electrones.

Por ejemplo, el sodio tiene un electrón de valencia como átomo neutro. El ion sodio \(\mathrm{Na}^{+}\) ha perdido ese electrón, por lo que su símbolo de Lewis no tiene puntos:

[Na]⁺

Una regla práctica es:

\[ \text{electrones en un anión} = \text{electrones de valencia del átomo neutro} + \text{carga negativa} \]

\[ \text{electrones en un catión} = \text{electrones de valencia del átomo neutro} - \text{carga positiva} \]

Las palabras «más» y «menos» pueden resultar confusas aquí. Un ion negativo tiene más electrones, mientras que un ion positivo tiene menos electrones.

04De átomos a moléculas covalentes

Un enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten un par de electrones.

Aquí es donde el significado de los puntos cambia ligeramente por primera vez. En un átomo aislado, un punto pertenece a ese átomo. En un enlace covalente, un par de electrones se comparte entre dos núcleos.

Normalmente sustituimos un par de puntos compartidos por una línea:

H:H

se convierte en

H-H

Una línea representa dos electrones, no uno.

Conviene tener esto claro desde ahora, porque contar por error cada enlace como un solo electrón provoca muchos errores en los diagramas de Lewis.

La idea del octeto

Muchos átomos de los grupos principales tienden a alcanzar ocho electrones en su capa de valencia cuando forman enlaces. Esto se conoce como la regla del octeto.

El hidrógeno es diferente. Su primera capa solo puede contener dos electrones, por lo que el hidrógeno busca un dueto, no un octeto.

La regla del octeto es un modelo útil, no una ley que cumplan todas las especies. Existen excepciones importantes, entre ellas moléculas que contienen elementos como el boro y especies con capas de valencia expandidas. Sin embargo, para las estructuras de Lewis habituales del HSC que se consideran aquí, la regla del octeto es un excelente punto de partida.

05Un método fiable para dibujar una molécula

Para moléculas covalentes sencillas e iones poliatómicos, utiliza esta secuencia.

1. Cuenta todos los electrones de valencia

Suma los electrones de valencia aportados por cada átomo.

Después, ajusta el resultado según la carga:

• añade un electrón por cada carga negativa
• resta un electrón por cada carga positiva

2. Elige el átomo central

El átomo central suele ser el átomo capaz de formar varios enlaces.

El hidrógeno nunca es el átomo central en una estructura de Lewis ordinaria porque solo forma un enlace.

Los halógenos, como el flúor y el cloro, también suelen ser átomos terminales.

3. Une los átomos con enlaces sencillos

Cada enlace sencillo contiene dos electrones.

Resta esos electrones de enlace del total.

4. Completa primero los átomos exteriores

Proporciona a los átomos terminales suficientes electrones para alcanzar un octeto, excepto al hidrógeno, que solo necesita dos.

5. Coloca los electrones restantes en el átomo central

Los electrones que todavía no se hayan utilizado se convierten en pares libres sobre el átomo central.

6. Comprueba el átomo central

Si el átomo central todavía no tiene un octeto, puede ser necesario convertir un par libre de un átomo vecino en un segundo o tercer par enlazante.

Esto crea un enlace doble o triple.

7. Vuelve a contarlo todo

Tu estructura final debe contener exactamente el número de electrones de valencia que calculaste al principio.

Esta última comprobación permite detectar una cantidad sorprendente de errores.

06Los pares libres no son electrones sobrantes

Un par libre es un par de electrones de valencia situado en un átomo y que no se utiliza en un enlace.

Imagina un trabajo en grupo en el que dos estudiantes acuerdan compartir un libro de texto. Ese libro compartido se parece a un par enlazante. Un estudiante que guarda otros dos libros exclusivamente para sí se parece más a un par libre.

La analogía tiene sus límites porque los electrones no son objetos que pertenezcan a alguien y permanezcan inmóviles sobre un átomo. La densidad electrónica se describe mediante la mecánica cuántica, y los electrones enlazantes ocupan orbitales moleculares. Sin embargo, para los diagramas de Lewis, las ideas de «par compartido» y «par libre» son herramientas útiles para llevar la cuenta.

Los pares libres son importantes porque afectan a algo más que al dibujo. Más adelante te ayudarán a predecir:

• la forma molecular
• los ángulos de enlace
• la polaridad molecular
• las fuerzas intermoleculares

Por tanto, no los trates como puntos sobrantes que pueden ignorarse.

H O H

H-O-H

  ••
H-O-H
  ••

07Cuando los enlaces sencillos no son suficientes

Considera ahora \(\ce{CO2}\).

Si uniéramos todo mediante enlaces sencillos, podríamos comenzar con:

O-C-O

Parece razonable. Pero las estructuras de Lewis están condicionadas por el recuento de electrones, no por lo ordenado que parezca el dibujo.

O-C-O

••       ••
••O-C-O••
••       ••

••     ••
O=C=O
••     ••

08Enlaces sencillos, dobles y triples

Los diagramas de Lewis representan distintos números de pares de electrones compartidos mediante diferentes cantidades de líneas.

Un enlace triple en el nitrógeno puede mostrarse así:

:N≡N:

Cada nitrógeno tiene:

• seis electrones implicados en el enlace triple
• un par libre que contiene dos electrones

Por tanto, cada nitrógeno tiene un octeto.

No interpretes tres líneas de enlace como «tres electrones». Tres líneas significan tres pares, por lo que el enlace representa seis electrones.

09Estructuras de Lewis para iones poliatómicos

Un ion poliatómico contiene varios átomos unidos covalentemente, pero posee una carga eléctrica global.

El método es casi el mismo que para una molécula neutra. La principal diferencia aparece justo al principio: la carga modifica el número total de electrones disponibles.

Considera el ion amonio, \(\ce{NH4+}\).

El nitrógeno aporta cinco electrones de valencia. Los cuatro hidrógenos aportan cuatro más:

\[ 5 + 4 = 9 \]

Pero la especie tiene una carga \(+1\), lo que significa que se ha eliminado un electrón:

\[ 9 - 1 = 8 \text{ electrones de valencia} \]

Esos ocho electrones forman cuatro enlaces N-H:

    H
    |
[H-N-H]⁺
    |
    H

No hay pares libres sobre el nitrógeno en \(\ce{NH4+}\).

Compáralo con el amoníaco neutro, \(\ce{NH3}\):

   ••
H-N-H
   |
   H

El amoníaco tiene tres enlaces N-H y un par libre sobre el nitrógeno.

La adición de \(\mathrm{H}^{+}\) al amoníaco puede formar \(\ce{NH4+}\). El par libre del nitrógeno pasa a participar en el nuevo enlace N-H.

Esta comparación resulta útil porque muestra que una carga puede cambiar el patrón de enlaces, no solo la etiqueta situada fuera del diagrama.

10Los errores más tentadores en los diagramas de Lewis

Error 1: Contar los enlaces como un electrón cada uno

Una línea de enlace representa dos electrones.

Por tanto, tres enlaces sencillos contienen:

\[ 3 \times 2 = 6 \text{ electrones} \]

no tres electrones.

Error 2: Darle ocho electrones al hidrógeno

El hidrógeno solo necesita dos electrones en su primera capa.

Si te encuentras dibujando enlaces múltiples o pares libres alrededor del hidrógeno, algo ha salido mal.

Error 3: Olvidar ajustar el recuento por una carga iónica

Para \(\ce{NH4+}\), cuenta un electrón menos de los que aportarían los átomos neutros.

Para una especie con carga negativa, añade electrones.

Error 4: Completar los átomos exteriores pero olvidar el central

Esto es exactamente lo que ocurre en el primer intento con \(\ce{CO2}\). Los átomos de oxígeno pueden tener octetos completos mientras que al carbono todavía le faltan electrones.

Comprueba siempre cada átomo.

Error 5: Añadir o quitar electrones hasta que el diagrama «parezca correcto»

El número total de electrones de valencia es fijo.

No puedes inventar puntos adicionales para que todo tenga un octeto. Si el recuento no funciona, reconsidera la disposición de los enlaces.

Error 6: Suponer que la regla del octeto no tiene excepciones

La regla del octeto funciona extremadamente bien para muchas estructuras sencillas, pero no es universal.

Por ejemplo, el boro puede formar compuestos estables en los que tiene menos de ocho electrones a su alrededor. Los elementos del Periodo 3 y posteriores también pueden aparecer en estructuras que contienen más de ocho electrones alrededor del átomo central.

Por tanto, utiliza la regla del octeto como un modelo potente y después comprueba si la especie que estás estudiando pertenece a alguna de las excepciones reconocidas.

11Una rutina rápida de comprobación

Antes de aceptar cualquier estructura de Lewis, comprueba cuatro cosas:

1. Total de electrones: ¿Contiene el diagrama exactamente el número calculado de electrones de valencia?
2. Hidrógeno: ¿Tiene cada H un enlace y, por tanto, acceso a dos electrones?
3. Átomos exteriores: ¿Tienen los átomos habituales de los grupos principales octetos completos cuando corresponde?
4. Átomo central: ¿También tiene una distribución adecuada de electrones o necesitas enlaces múltiples?

Esta rutina suele ser más rápida que intentar memorizar un diagrama terminado para cada molécula.

12Preguntas y soluciones

Pregunta 1

Dibuja el diagrama de puntos de Lewis de un átomo de flúor neutro. Indica cuántos electrones de valencia tiene y cuántos de ellos están desapareados.

Solución 1

Un átomo de flúor tiene siete electrones de valencia, con un electrón desapareado.

El flúor está en el Grupo 17, por lo que tiene siete electrones en su capa externa. Coloca un electrón en cada lado de F antes de emparejar los electrones restantes.

Un diagrama aceptable es:

   ••
•• F ••
   •

Hay tres pares y un electrón individual:

\[ 3(2) + 1 = 7 \text{ electrones de valencia} \]

El único electrón desapareado concuerda con el hecho de que el flúor suele formar un enlace covalente. El error habitual es confundir «siete electrones de valencia» con «siete enlaces». Los puntos de Lewis representan electrones, no enlaces.

Pregunta 2

Construye el diagrama de Lewis de un ion fluoruro, \(\mathrm{F}^{-}\), y explica por qué tiene un número de puntos diferente al de un átomo de flúor neutro.

Solución 2

El ion fluoruro tiene ocho electrones de valencia representados alrededor de F, encerrados entre corchetes y con una carga \(1-\).

El flúor neutro tiene siete electrones de valencia. La carga negativa nos indica que ha ganado un electrón adicional:

\[ 7 + 1 = 8 \text{ electrones} \]

Su diagrama de Lewis es:

    ••
[•• F ••]⁻
    ••

Por tanto, el flúor tiene cuatro pares de electrones y un octeto completo.

El error tentador consiste en dibujar siete puntos y limitarse a añadir un signo menos. Eso ignoraría lo que significa físicamente la carga negativa: el ion contiene un electrón más que el átomo neutro.

Pregunta 3

Construye la estructura de Lewis de \(\ce{NH3}\). Indica el número de pares enlazantes y pares libres alrededor del átomo de nitrógeno.

Solución 3

La estructura de Lewis de \(\ce{NH3}\) tiene tres pares enlazantes N-H y un par libre sobre el nitrógeno.

El nitrógeno aporta cinco electrones de valencia, y los tres átomos de hidrógeno aportan uno cada uno:

\[ 5 + 3(1) = 8 \text{ electrones de valencia} \]

Coloca el nitrógeno en el centro y forma tres enlaces sencillos N-H. Estos enlaces utilizan:

\[ 3(2) = 6 \text{ electrones} \]

Quedan dos electrones:

\[ 8 - 6 = 2 \]

Forman un par libre sobre el nitrógeno:

   ••
H-N-H
   |
   H

Cada hidrógeno tiene acceso a dos electrones mediante un enlace. El nitrógeno tiene seis electrones en sus tres enlaces más dos en el par libre, lo que da ocho electrones alrededor del nitrógeno.

El par libre es importante. Si se omitiera, solo se habrían contabilizado seis de los ocho electrones de valencia de la molécula.

Pregunta 4

Un estudiante propone la siguiente estructura de Lewis para \(\ce{CH2O}\):

H
|
H-C-O

Después coloca tres pares libres sobre el oxígeno.

Determina si la estructura es válida. Si no lo es, construye una estructura de Lewis mejor y explica qué estaba mal.

Solución 4

La estructura propuesta no es válida como estructura de Lewis completa. El átomo de carbono tiene un octeto incompleto, por lo que se necesita un enlace doble C=O.

Primero, cuenta los electrones de valencia:

• C aporta 4
• dos átomos de H aportan \(2(1)=2\)
• O aporta 6

Por tanto:

\[ 4 + 2 + 6 = 12 \text{ electrones de valencia} \]

Los tres enlaces sencillos propuestos utilizan:

\[ 3(2) = 6 \text{ electrones} \]

Tres pares libres sobre el oxígeno utilizan otros seis electrones, por lo que se han utilizado los 12 electrones.

Sin embargo, el carbono solo tiene tres enlaces a su alrededor, lo que le da acceso a seis electrones en lugar de ocho.

Por tanto, un par libre del oxígeno debe convertirse en un segundo par enlazante C-O:

H
 \
  C=O
 /
H
  ••
  ••

De forma equivalente, con los átomos dispuestos de otra manera:

  H
  |
H-C=O
    ••
    ••

La estructura final tiene dos enlaces sencillos C-H, un enlace doble C=O y dos pares libres sobre el oxígeno.

El error consiste en suponer que un recuento total correcto de electrones garantiza automáticamente una estructura correcta. También debes comprobar la distribución de los electrones alrededor de cada átomo.

Pregunta 5

Un estudiante afirma: «El ion amonio, \(\ce{NH4+}\), debe tener un par libre sobre el nitrógeno porque el nitrógeno neutro empieza con cinco electrones de valencia».

Utiliza el recuento de electrones para comprobar la afirmación.

Solución 5

La afirmación es incorrecta: el nitrógeno no tiene ningún par libre en la estructura de Lewis habitual de \(\ce{NH4+}\).

Empieza contando los electrones aportados por los átomos neutros:

\[ 5 + 4(1) = 9 \]

La carga \(+1\) significa que el ion tiene un electrón menos:

\[ 9 - 1 = 8 \text{ electrones de valencia} \]

Cuatro enlaces sencillos N-H requieren exactamente ocho electrones:

\[ 4(2) = 8 \text{ electrones} \]

Por tanto, la estructura es:

    H
    |
[H-N-H]⁺
    |
    H

Los ocho electrones de valencia disponibles ya están contenidos en los cuatro enlaces. No queda ninguno como par libre.

El nitrógeno sigue teniendo un octeto porque cuatro enlaces colocan ocho electrones enlazantes a su alrededor.

La confusión surge de intentar seguir individualmente los cinco electrones originales del nitrógeno después de que se formen los enlaces. Las estructuras de Lewis se manejan mejor contando el conjunto total de electrones de valencia de toda la especie.

Pregunta 6

Una molécula hipotética \(\ce{OF2}\) contiene un oxígeno unido a dos átomos de flúor.

Un estudiante sostiene que el oxígeno debería formar enlaces dobles con ambos átomos de flúor porque «los enlaces dobles dan al átomo central un octeto más fuerte».

Construye la estructura de Lewis adecuada y explica por qué los enlaces dobles propuestos son innecesarios.

Solución 6

La estructura de Lewis adecuada tiene dos enlaces sencillos O-F, dos pares libres sobre el oxígeno y tres pares libres sobre cada flúor. Los enlaces dobles son innecesarios.

Cuenta los electrones de valencia:

\[ 6 + 2(7) = 20 \text{ electrones de valencia} \]

Dos enlaces sencillos O-F utilizan cuatro electrones:

\[ 2(2) = 4 \]

Eso deja:

\[ 20 - 4 = 16 \text{ electrones} \]

Completar los octetos de ambos átomos de flúor requiere seis electrones en pares libres sobre cada flúor:

\[ 2(6) = 12 \text{ electrones} \]

Quedan cuatro electrones, que forman dos pares libres sobre el oxígeno.

Un diagrama compacto es:

  ••       ••
••F-O-F••
  •• ••    ••
     ••

Más importante aún, cuenta los electrones alrededor del oxígeno. Tiene cuatro electrones procedentes de sus dos enlaces y cuatro de sus dos pares libres:

\[ 4 + 4 = 8 \]

El oxígeno ya tiene un octeto.

Por tanto, los enlaces dobles no serían necesarios para completar la capa de valencia del oxígeno. El error del estudiante consiste en tratar un enlace doble como si fuera automáticamente «mejor» que uno sencillo. Las estructuras de Lewis no son una competición por maximizar el orden de enlace. La disposición de los enlaces debe ajustarse al número de electrones disponibles y producir una distribución razonable de estos.

El flúor, en particular, suele formar un enlace en las estructuras de Lewis sencillas porque sus siete electrones de valencia hacen que solo le falte un electrón para completar el octeto.

13Lo que los diagramas de Lewis te permiten determinar a continuación

Una estructura de Lewis es algo más que una representación final de electrones. Una vez que conoces el número de regiones enlazantes y pares libres alrededor de un átomo central, puedes empezar a predecir la forma molecular tridimensional.

Por ejemplo, \(\ce{CO2}\) tiene dos regiones enlazantes alrededor del carbono y ningún par libre, mientras que \(\ce{H2O}\) tiene dos regiones enlazantes y dos pares libres alrededor del oxígeno. Por tanto, sus estructuras de Lewis contienen la información necesaria para explicar por qué el dióxido de carbono es lineal mientras que el agua es angular.

El siguiente paso consiste en utilizar la repulsión entre pares de electrones y la geometría molecular para convertir un diagrama de Lewis plano en un modelo de la forma real de la molécula.