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Unidad 2: Estructura y propiedades de los compuestos

Química AP · Unidad 2: Estructura y propiedades de los compuestos

2.5 Diagramas de Lewis

En esta lección

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Pregunta esencial

¿Cómo dibujamos los electrones de una molécula?

Los electrones son demasiado pequeños para verlos, pero los químicos necesitan una forma rápida de mostrar dónde están y cómo los comparten los átomos. Un diagrama de Lewis es esa herramienta. Al terminar esta lección, deberías poder dibujar un diagrama de Lewis de una molécula o de un ion poliatómico, un paso a la vez.

El video está en inglés. ¿El video no carga? Míralo en YouTube.

Electrones de valencia

  • Los electrones de valencia son los electrones s y p más externos, los que participan en el enlace.
  • Son los únicos electrones que se muestran en un diagrama de Lewis. Los electrones internos se omiten.
Tabla de elementos de los grupos principales. Los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18 tienen de 1 a 8 electrones de valencia. Ejemplos del periodo 3: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar.

En los elementos de los grupos principales, el número del grupo da la cuenta. Para los grupos 13 a 18, usa el último dígito. El cloro termina en 3s2 3p5, y 2 + 5 = 7 electrones de valencia, lo que coincide con el grupo 17. Una excepción: el helio está en el grupo 18 pero tiene solo 2 electrones de valencia.

Símbolos de Lewis para los átomos

  • El símbolo del elemento representa el núcleo más los electrones internos.
  • Cada punto es un electrón de valencia.
  • Pon un punto en cada uno de los cuatro lados antes de formar pares.
Símbolos de Lewis del Li, Be, B, C, N, O, F y Ne con de 1 a 8 puntos de electrones de valencia. Los puntos se colocan uno por lado antes de formar pares, así que los pares empiezan en el nitrógeno.

Los pares empiezan con el quinto electrón del nitrógeno. Los puntos sin par son los electrones disponibles para formar enlaces, así que el oxígeno, con dos electrones sin par, normalmente forma dos enlaces. Un conjunto completo de 8, como el del neón, se llama octeto.

Pares de enlace y pares libres

  • Par de enlace: un par de electrones compartido por dos átomos. Mantiene unidos a los átomos.
  • Par libre: un par que pertenece a un solo átomo (también llamado par no enlazante).
  • Una línea = un par de enlace = 2 e−
Diagrama de Lewis del Cl2: dos átomos de Cl unidos por una sola línea con la etiqueta par de enlace, y cada Cl con tres pares libres, uno con la etiqueta par libre.

Revisa el Cl2: 2 (enlace) + 6 + 6 (pares libres) = 14 e−, lo que coincide con 7 × 2 = 14. Dibuja siempre los pares libres. Son importantes cuando predices las formas moleculares en el Tema 2.7.

La regla del octeto

  • La mayoría de los átomos comparten electrones hasta quedar rodeados de 8 electrones de valencia, como un gas noble.
  • El hidrógeno solo necesita 2 (un dúo), así que forma un enlace y nunca tiene pares libres.
  • Los electrones compartidos cuentan en el total de los dos átomos.
Diagrama de Lewis del HCl con un círculo punteado alrededor del H que muestra 2 electrones y un círculo punteado alrededor del Cl que muestra 8 electrones. Los círculos se traslapan en el enlace compartido.

En el HCl, el cloro tiene tres pares libres (6 e−) más el enlace (2 e−), que suman 8. El hidrógeno solo tiene el enlace, 2 e−. El enlace queda dentro de los dos círculos porque cuenta para ambos átomos.

Enlaces sencillos, dobles y triples

  • Enlace sencillo: un par compartido, 2 e− (H2)
  • Enlace doble: dos pares compartidos, 4 e− (O2)
  • Enlace triple: tres pares compartidos, 6 e− (N2)
Tres tarjetas: enlace sencillo H-H con 2 electrones compartidos, enlace doble O=O con 4 electrones compartidos y dos pares libres en cada O, y enlace triple de N con N con 6 electrones compartidos y un par libre en cada N.

Cada O del O2 tiene 4 (libres) + 4 (enlace) = 8. Cada N del N2 tiene 2 (libres) + 6 (enlace) = 8. No importa cuántas líneas haya, cada línea cuenta como 2 electrones.

Pasos para dibujar diagramas de Lewis

  1. Cuenta el total de electrones de valencia. Para un ion, suma un electrón por cada carga negativa o resta uno por cada carga positiva.
  2. Elige el átomo central. Normalmente es el átomo menos electronegativo, a menudo el que aparece una sola vez. El hidrógeno nunca es central.
  3. Conecta cada átomo externo con el átomo central mediante un enlace sencillo. Resta 2 e− por cada enlace.
  4. Completa los octetos de los átomos externos con pares libres. El hidrógeno ya tiene sus 2.
  5. Coloca los electrones sobrantes en el átomo central como pares libres.
  6. Revisa el átomo central. Si tiene menos de 8, pasa un par libre de un átomo externo a un enlace doble (o a un enlace triple si hace falta).

Revisión final: los electrones de tu dibujo deben ser iguales al total del paso 1, y todos los átomos deben tener un octeto (un dúo en el caso del hidrógeno).

Iones poliatómicos

  • Carga negativa: suma electrones (uno por cada carga negativa).
  • Carga positiva: resta electrones (uno por cada carga positiva).
  • Pon todo el diagrama entre corchetes y escribe la carga en la parte superior derecha.
Diagrama de Lewis del ion hidróxido: O con tres pares libres unido por un enlace sencillo al H, dentro de corchetes con una carga negativa en la parte superior derecha. Leyenda: OH menos, 6 + 1 + 1 = 8 electrones.

El hidróxido, OH−, tiene 6 + 1 + 1 = 8 e−, donde el último 1 viene de la carga 1−. Un enlace usa 2, y los tres pares libres del oxígeno usan los otros 6. La carga pertenece a todo el ion, así que olvidar los corchetes es un error común.

Excepciones a la regla del octeto

  • Menos de 8: el boro normalmente tiene 6 y el berilio normalmente tiene 4.
  • Más de 8 (octeto expandido): solo átomos centrales del periodo 3 o más abajo, como P, S, Cl y Xe.
  • Los elementos del periodo 2 (C, N, O, F) nunca tienen más de 8.
Dos tarjetas. Menos de 8: BF3, con el boro unido a tres átomos de F y solo 6 electrones alrededor del B, común en el B y el Be. Más de 8: SF6, con el azufre unido a seis átomos de F y 12 electrones alrededor del S, solo para átomos centrales del periodo 3 o más abajo.

En el BF3, el boro tiene tres enlaces, así que 6 e−. En el SF6, el azufre tiene seis enlaces, así que 12 e−. Los átomos externos de flúor siguen teniendo octetos normales. Los octetos expandidos solo ocurren en el átomo central.

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Ejemplos resueltos

Primero intenta resolver cada problema por tu cuenta y luego abre la solución para revisar tu trabajo.

Ejemplo 1: Conteo de electrones de valencia

¿Cuántos electrones de valencia hay en total en el ion sulfato, SO42−?

Mostrar la solución
  1. Azufre: grupo 16, así que 1 × 6 = 6
  2. Oxígeno: grupo 16, así que 4 × 6 = 24
  3. Carga: 2− significa 2 electrones adicionales, así que + 2
  4. Respuesta: 6 + 24 + 2 = 32 electrones de valencia
  5. La trampa: restar por la carga negativa da 6 + 24 − 2 = 28, que es incorrecto. Negativo significa electrones adicionales, así que se suma.

Ejemplo 2: Amoníaco

Dibuja el diagrama de Lewis del amoníaco, NH3.

Mostrar la solución
  1. Cuenta: N = 5, H = 3 × 1 = 3, total = 5 + 3 = 8 e−
  2. Átomo central: el hidrógeno no puede ser central, así que el N va en medio con tres H alrededor.
  3. Enlaces sencillos: tres enlaces N-H usan 6 e−. 8 − 6 = 2 sobrantes.
  4. Átomos externos: cada H ya tiene 2 de su enlace, así que no se agrega nada.
  5. Sobrantes: los últimos 2 electrones van en el N como un par libre.
  6. Revisa: el N tiene 6 (enlaces) + 2 (par libre) = 8. Electrones dibujados: 6 + 2 = 8 ✓
Diagrama de Lewis del NH3: N en el centro con enlaces sencillos a tres átomos de H y un par libre en el N.

Respuesta: N en el centro, enlaces sencillos a tres átomos de H y un par libre en el N. Ese par libre le da forma a la molécula en el Tema 2.7.

Ejemplo 3: Dióxido de carbono

Dibuja el diagrama de Lewis del dióxido de carbono, CO2.

Mostrar la solución
  1. Cuenta: C = 4, O = 2 × 6 = 12, total = 4 + 12 = 16 e−
  2. Átomo central: el carbono es menos electronegativo que el oxígeno y aparece una sola vez, así que el C va en el centro.
  3. Enlaces sencillos: O-C-O usa 4 e−. 16 − 4 = 12 sobrantes.
  4. Átomos externos: cada O recibe tres pares libres (6 cada uno, 12 en total). 12 − 12 = 0 sobrantes.
  5. Sobrantes: ninguno, así que el carbono no recibe pares libres.
  6. Revisa el átomo central: el C tiene solo 4 e− ✗. Pasa un par libre de cada O a su enlace, para formar dos enlaces dobles.
  7. Revisión final: C: 4 + 4 = 8 ✓, cada O: 4 (libres) + 4 (enlace) = 8 ✓, total: 8 (de enlace) + 8 (libres) = 16 ✓
Izquierda: O-C-O con enlaces sencillos y tres pares libres en cada O, con la etiqueta el C tiene solo 4 electrones. Flecha hacia la derecha: O=C=O con dos enlaces dobles y dos pares libres en cada O, con la etiqueta todos los átomos tienen 8 electrones.

Respuesta: O=C=O con dos pares libres en cada oxígeno.

Ejemplo 4: Cianuro de hidrógeno

Dibuja el diagrama de Lewis del cianuro de hidrógeno, HCN. El carbono es el átomo central.

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  1. Cuenta: H = 1, C = 4, N = 5, total = 1 + 4 + 5 = 10 e−
  2. Átomo central: C, con H de un lado y N del otro.
  3. Enlaces sencillos: H-C-N usa 4 e−. 10 − 4 = 6 sobrantes.
  4. Átomos externos: el H está completo. El N recibe tres pares libres (6). 6 − 6 = 0 sobrantes.
  5. Sobrantes: ninguno para el carbono.
  6. Revisa el átomo central: el C tiene solo 4 e− ✗. Necesita dos enlaces más, así que pasa dos pares libres del N al enlace C-N para formar un enlace triple. El hidrógeno solo puede tener un enlace, así que no cambia.
  7. Revisión final: C: 2 + 6 = 8 ✓, N: 6 + 2 = 8 ✓, H: 2 ✓, total: 8 (de enlace) + 2 (libres) = 10 ✓
Izquierda: H-C-N con enlaces sencillos y tres pares libres en el N, con la etiqueta el C tiene solo 4 electrones. Flecha hacia la derecha: H-C con enlace triple al N y un par libre en el N, con la etiqueta el C y el N tienen 8 electrones.

Respuesta: H-C≡N con un par libre en el nitrógeno.

Ejemplo 5: Ion amonio

Dibuja el diagrama de Lewis del ion amonio, NH4+.

Mostrar la solución
  1. Cuenta: N = 5, H = 4 × 1 = 4, carga 1+ = − 1, total = 5 + 4 − 1 = 8 e−
  2. Átomo central: N, con cuatro átomos de H alrededor.
  3. Enlaces sencillos: cuatro enlaces N-H usan 8 e−. 8 − 8 = 0 sobrantes.
  4. Átomos externos y sobrantes: cada H está completo y no quedan electrones para pares libres.
  5. Revisa: el N tiene 4 × 2 = 8 ✓
  6. Ion: pon el diagrama entre corchetes con un + en la parte superior derecha.
Diagrama de Lewis del ion amonio: N en el centro con enlaces sencillos a cuatro átomos de H, sin pares libres, dentro de corchetes con una carga positiva en la parte superior derecha.

Respuesta: [NH4]+ con el N unido a cuatro átomos de H, sin pares libres, entre corchetes con carga +. Compáralo con el amoníaco: el par libre del amoníaco se convirtió en un cuarto enlace con un ion H+.

Ejemplo 6: Tetrafluoruro de azufre

Dibuja el diagrama de Lewis del tetrafluoruro de azufre, SF4.

Mostrar la solución
  1. Cuenta: S = 6, F = 4 × 7 = 28, total = 6 + 28 = 34 e−
  2. Átomo central: el azufre es menos electronegativo que el flúor, así que el S es central.
  3. Enlaces sencillos: cuatro enlaces S-F usan 8 e−. 34 − 8 = 26 sobrantes.
  4. Átomos externos: cada F recibe tres pares libres: 4 × 6 = 24. 26 − 24 = 2 sobrantes.
  5. Sobrantes: los últimos 2 electrones van en el S como un par libre.
  6. Revisa: el S tiene 8 (enlaces) + 2 (par libre) = 10. Es un octeto expandido, que está permitido porque el azufre está en el periodo 3 ✓. Total: 8 + 24 + 2 = 34 ✓
Diagrama de Lewis del SF4: S en el centro con enlaces sencillos a cuatro átomos de F, cada F con tres pares libres y un par libre en el S.

Respuesta: S unido a cuatro átomos de F, tres pares libres en cada F y un par libre en el S. Los estudiantes a menudo omiten el par libre del azufre, y eso cambia la forma de la molécula.

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Práctica

La hoja de práctica llegará pronto.

Practica diagramas de Lewis y formas

Cuenta los electrones de valencia, construye cada diagrama de Lewis y luego predice su forma, su ángulo de enlace y su polaridad. La actividad está en inglés.

Abrir el Constructor de Lewis y VSEPR (en inglés)

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Diapositivas de la lección

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Ideas clave

  • Los puntos muestran los electrones de valencia.
  • Cada línea es un par compartido (2 electrones).
  • La mayoría de los átomos llegan a 8 electrones; el hidrógeno llega a 2.
  • Primero cuenta, luego dibuja y después revisa.

De vuelta a la pregunta esencial: dibujamos los electrones de una molécula con un diagrama de Lewis. Cuenta los electrones de valencia, conecta los átomos, completa los octetos y revisa tu total. A continuación, el Tema 2.6 estudia la resonancia y la carga formal.

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Alineación con AP

Esta lección cubre el Tema 2.5, Diagramas de Lewis, de la Unidad 2 (Estructura y propiedades de los compuestos) de la Descripción del curso y del examen (CED, por sus siglas en inglés) de AP Chemistry del College Board. Objetivo de aprendizaje:

  • 2.5.A: Representar una molécula con un diagrama de Lewis.

Conocimiento esencial: 2.5.A.1

Habilidad sugerida: 3.B Representación de datos y fenómenos. Representar sustancias o fenómenos químicos con diagramas o modelos adecuados (por ejemplo, la configuración electrónica).

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