LEWIS

• En 1916 Gilbert Newton Lewis propuso que el enlace covalente entre átomos se produce por compartición de pares de electrones, mecanismo por el que cada uno individualmente podría alcanzar ocho electrones en su capa más externa.
• El fundamento de este principio hay que buscarlo en la denominada regla del octeto, consecuencia del desarrollo del modelo de Bohr y del descubrimiento de los gases nobles, sustancias de notable inercia química y ocho electrones en su capa de valencia.
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• PROCEDIMIENTO PARA CONSTRUIR ESTRUCTURAS DE LEWIS
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• 2.-RESONANCIA
• En algunos casos la estructuras real de la molécula se describe mejor por el conjunto formado por varias estructuras de Lewis, se dice que tiene lugar resonancia y a cada una de las estructuras se le conoce como forma resonante
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• Las dos formas resonantes del ozono son equivalentes. El enlace entre los átomos de oxígeno no es ni doble ni simple.
• Cuando las formas resonantes no son equivalentes, aunque cumplan la regla del octeto, no contribuyen en la misma proporción al híbrido de resonancia. Las formas que más contribuyen son las que tienen menores cargas formales y las que asignan las cargas negativas a los elementos más electronegativos.
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• La deslocalización electrónica estabiliza la molécula. El grado de estabilización es mayor cuando las estructuras de Lewis que contribuyen al híbrido son de igual estabilidad.
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• Para alcanzar el octeto electrónico los átomos pueden compartir más de un par de electrones (enlace simple), dando lugar a enlaces múltiples. Se denomina orden o multiplicidad de enlace al número de pares de electrones compartidos.
• Las estructuras de Lewis son representaciones en las que mediante puntos o guiones se indica la distribución de electrones de valencia (enlazados o solitarios) en los átomos de las moléculas.
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• ASPECTOS A TENER EN CUENTA EN LA CONSTRUCCIÓN DE ESTRUCTURAS DE LEWIS
• 1.- CARGAS FORMALES
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• Estructuras de Lewis
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• Los gases nobles se encuentran formados por átomos aislados porque no requieren compartir electrones entre dos o más átomos, ya que tienen en su capa de valencia ocho electrones, lo que les da su gran estabilidad e inercia.
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• Los otros elementos gaseosos en cambio, se encuentran siempre formando moléculas diatómicas. Veamos por qué.
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• Cada átomo de flúor tiene siete electrones en su capa de valencia, le falta sólo uno para lograr completar los ocho, que según la Regla del Octeto, le dan estabilidad.
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• Si cada átomo de flúor comparte su electrón impar con otro átomo de flúor, ambos tendrán ocho electrones a su alrededor y se habrá formado un enlace covalente con esos dos electrones que se comparten entre ambos átomos
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• Esta idea de la formación de un enlace mediante la compartición de un par de electrones fue propuesta por Lewis, y sigue siendo un concepto fundamental en la comprensión del enlace químico.
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• Podemos aplicar el modelo de Lewis para explicar la formación de la molécula de Oxígeno
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• Para que cada uno de los dos átomos de oxígeno complete un octeto de electrones, es necesario que compartan entre ellos DOS pares electrónicos. A esta situación se le conoce como DOBLE ENLACE.
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• De manera análoga, la formación de la molécula diatómica de nitrógeno mediante el modelo de Lewis, lleva a plantear un TRIPLE ENLACE entre los átomos de N, para que ambos completen el octeto.
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• El hidrógeno elemental también está constituido por moléculas diatómicas, pero debido a que están formadas por átomos con un solo electrón, es imposible que cumpla con la regla del octeto, el hidrógeno sólo tiende a tener DOS electrones alrededor.
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• Otros ejemplos de sustancias gaseosas, pero formados por dos elementos son; los óxidos de carbono, los óxidos de nitrógeno y los halogenuros de hidrógeno.
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• A continuación se ve la representación de Lewis para estos últimos; X puede ser F, Cl, Br ó I, todos ellos tienen siete electrones en su capa de valencia:
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• Otros ejemplos de compuestos gaseosos formados por moléculas con más de dos átomos, son: los dióxidos de carbono, nitrógeno y azufre, (CO₂, NO₂, SO₂). El amoniaco (NH₃), el metano (CH₄),  y el sulfuro de hidrógeno (H₂S).
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• Método general para obtener estructuras de Lewis
• ·     ·     Observa el tipo y el número de átomos que tiene el compuesto, a partir de su fórmula química.
• ·     ·     Determina el número de electrones de valencia que tiene cada átomo, para lo cual puedes utilizar su posición en la tabla periódica. Con esta información también conoces el número total de electrones de valencia que vas a utilizar para construir la estructura de puntos.
• ·     ·     Dibuja una propuesta de esqueleto para el compuesto. Para ello une a los átomos presentes entre sí con líneas rectas (éstas representan pares de electrones compartidos, o sea, enlaces sencillos). Este paso puede resultar difícil, ya que no es común contar con suficiente información para esbozar el esqueleto. Sin embargo, y a menos que tengas alguna otra información, asume que en moléculas sencillas que tienen un átomo de un elemento y varios átomos de otro, el átomo único está en el centro.
• ·     ·     Coloca los puntos alrededor de los átomos de tal manera que cada uno tenga ocho electrones (para cumplir con la regla del octeto). Recuerda que el hidrógeno es una excepción y tan sólo tendrá dos puntos.
• ·     ·     Verifica que el número total de electrones de valencia esté plasmado en tu estructura. Si no es el caso, posiblemente se trate de un compuesto que no satisface la regla del octeto (ve la sección “¡Error! No se encuentra el origen de la referencia.”).
• Como un ejemplo del empleo de estas reglas, en la Tabla 5 se resume la determinación de la estructura de puntos del cloroformo, CHCl₃. El compuesto cumple con la regla del octeto y al completar los octetos de carbono y cloros nos encontramos con los 26 electrones de valencia en total.
• Tabla. Determinación de la estructura de Lewis del CHCl₃.

• Molécula	Tipo y número de átomos	Electrones de valencia de cada átomo	Número total de electrones de valencia	Estructura del esqueleto	Arreglo de los puntos
  CHCl3	C=1 H=1 Cl=3	C=4 H=1 Cl=7	C=1x4=4 H=1x1=1 Cl=3x7=21 TOTAL=26

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• Moléculas con enlaces dobles y triples
• Ya vimos como el modelo de Lewis explica las moléculas de O₂ y de N₂.
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• Tomemos ahora el caso del dióxido de carbono (CO₂) y tratemos de dibujar su estructura de puntos. En la Tabla 6 se resumen la información necesaria y las estructuras posibles para esta molécula.
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• Otros ejemplos de moléculas con enlaces múltiples son el cianuro de hidrógeno, HCN y el formol, H₂CO. Dibuja sus estructuras de Lewis.
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• Tabl.  Determinación de la estructura de puntos del CO₂.
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• Molécula	Tipo y número de átomos que forman la molécula	Electrones de valencia de cada átomo	Número total de electrones de valencia	Estructura del esqueleto	Arreglo de los puntos
  CO2	C=1 O=2	C=4 O=6	C=1 x 4=4 O=2 x 6=12 TOTAL=16	O-C-O

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