Desde mi perspectiva, los diagramas de Lewis no son
fundamentales para comprender en profundidad las sustancias químicas. No
obstante, dado que suelen aparecer en evaluaciones, presentaré algunos aspectos
básicos de su representación.
En primer lugar, aunque los octetos de Lewis pueden
extenderse en moléculas complejas, aquí nos enfocaremos únicamente en compuestos
binarios sencillos, ya que estructuras más elaboradas pueden presentar
configuraciones resonantes o contradictorias que requieren cálculos
adicionales, los cuales escapan al propósito de este curso introductorio.
En segundo lugar, es importante destacar que una
estructura de Lewis puede inducir una falsa sensación de estabilidad en
moléculas covalentes. Debemos tener en cuenta que una cosa es lo que el
modelo predice, y otra distinta es el verdadero comportamiento de la molécula,
que muchas veces resuena y presenta estructuras alternativas superpuestas.
Por ello, conviene mantener una actitud crítica frente a estas
representaciones.
Al dibujar estructuras de Lewis, representaremos el núcleo del átomo mediante su símbolo químico, acompañado de sus electrones no enlazantes como puntos alrededor del símbolo. Para los elementos representativos, la cantidad de electrones de valencia corresponde a su número de grupo en la nomenclatura CAS: por ejemplo, los metales alcalinos del grupo 1 poseen un electrón de valencia, mientras que los gases nobles del grupo 18 (VIIIA) tienen ocho.
Figura
1. Diagramas de
Lewis para los elementos representativos
Para otros elementos, el número de electrones de valencia
que representamos será igual al valor absoluto de uno de sus estados de
oxidación, generalmente indicado en el enunciado del ejercicio.
A continuación, debemos identificar si el par de
elementos forma un enlace iónico o covalente.
- Si
el enlace es iónico, representamos los átomos encerrándolos entre
corchetes para reflejar sus cargas electrostáticas. Usamos los estados
de oxidación para calcular cuántos electrones hay en total:
- Las
cargas positivas indican electrones que se deben remover
del elemento catiónico.
- Las
cargas negativas indican electrones que se deben añadir al
elemento aniónico.
La suma de electrones involucrados debe coincidir con la suma de los números de grupo de los elementos, lo cual refleja el principio de conservación de la carga. En este caso, no se utilizan líneas de enlace tipo Kekulé, ya que el enlace iónico se basa en una atracción electrostática y no en electrones compartidos. - Si
el enlace es covalente, seguimos una lógica similar al inicio.
Seleccionamos un electrón de cada elemento para formar un enlace,
representado por una línea (la barra de Kekulé), que cuenta como dos
electrones para ambos núcleos.
Cada átomo debe formar tantos enlaces como necesite para completar su capa de valencia, generalmente alcanzando ocho electrones, como los gases nobles.
Existen excepciones, como el hidrógeno, que se estabiliza con solo dos electrones (como el helio), o el boro, que tiende a estabilizarse con seis.
Figura
2. Formación de
enlace iónico según la teoría de Lewis para el sulfuro de calcio.
Finalmente, es importante recordar que la teoría de Lewis
está llena de excepciones, por lo que se necesitan reglas adicionales para
representar moléculas complejas, las cuales no abordaremos en este curso
introductorio.
Referencias
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L., LeMay, H. E. J., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P., &
Stoltzfus, M. W. (2015). Chemistry the Central Science.
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Seager, S.
L., Slabaugh, M. M., & Hansen, M. M. (2022). Chemistry for Today (10th
ed.). Cengage Learning.
Zumdahl, S. S., Zumdahl, S. A., DeCoste, D. J., & Adams, G. (2018). Chemistry (10th ed.). Cengage Learning.
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