ESTRUCTURA DE LEWIS: EN QUÈ CONSISTEIX, COM ES FA, EXEMPLES - QUIMICA - 2026

L' estructura de Lewis és tota aquella representació dels enllaços covalents dins d'una molècula o un ió. En ella, aquests enllaços i els electrons es representen amb punts o guions llargs, encara que la majoria de les vegades els punts corresponen als electrons no compartits i els guions als enllaços covalents.

Però, què és un enllaç covalent? És la compartició d'un parell d'electrons (o punts) entre dos àtoms qualsevol de la taula periòdica. Amb aquests diagrames es poden esbossar molts esquelets per a un determinat compost. Quin d'ells és el correcte dependrà de les càrregues formals i de la naturalesa química dels mateixos àtoms.

Compost 2-bromopropano. By Ben Mills, from Wikimedia Commons.

A la imatge superior es té un exemple del que és una estructura de Lewis. En aquest cas el compost representat és el 2-bromopropano. Poden apreciar-se els punts negres corresponents als electrons, tant els que participen en els enllaços com els no compartits (l'únic parell just a dalt de l'Br).

Si els parells de punts ":" es substituïssin per un guió llarg "-", llavors l'esquelet carbonat de el 2-bromopropano es representaria com: C-C-C. Per què en lloc del "carcassa molecular" dibuixat, no podria ser C-H-H-C? La resposta rau en les característiques electròniques pròpies de cada àtom.

Així, pel fet que l'hidrogen té un sol electró i un únic orbital disponible per omplir, forma solament un enllaç covalent. Per tant, mai pot formar dos enllaços (no confondre amb els ponts d'hidrogen). D'altra banda, la configuració electrònica de l'àtom de carboni li permet (i exigeix) la formació de quatre enllaços covalents.

Per aquesta raó les estructures de Lewis on intervenen C i H han de ser coherents i respectar el regit per les seves configuracions electròniques. D'aquesta manera, si el carboni té més de quatre enllaços, o l'hidrogen més d'un, llavors pot descartar l'esbós i començar un de nou més d'acord a la realitat.

És aquí on apareixen uns dels principals motius o respatllers d'aquestes estructures, introduïdes per Gilbert Newton Lewis en la seva recerca de representacions moleculars fidels a les dades experimentals: l'estructura molecular i les càrregues formals.

Tots els compostos existents poden representar-se per estructures de Lewis, donant una primera aproximació a com podria ser la molècula o els ions.

Què és l'estructura de Lewis?

És una estructura representativa dels electrons de valència i els enllaços covalents en una molècula o ió que serveix per tenir una idea de la seva estructura molecular.

No obstant això, aquesta estructura falla a l'predir alguns detalls importants com la geometria molecular respecte a un àtom i el seu entorn (si és quadrada, plana trigonal, bipiramidal, etc.).

Així mateix, no diu res respecte a quina és la hibridació química dels seus àtoms, però sí on se situen els dobles o triples enllaços i si hi ha ressonància en l'estructura.

Amb aquesta informació es pot argumentar sobre la reactivitat d'un compost, la seva estabilitat, el com i quin mecanisme seguirà la molècula quan reaccioni.

Per aquesta raó les estructures de Lewis mai deixen de considerar-se i són molt útils, ja que en elles poden condensar els nous aprenentatges químics.

Com es fa?

Per dibuixar o esbossar una estructura, fórmula o diagrama de Lewis és imprescindible la fórmula química de l'compost. Sense ella no es pot tan sols saber quins són els àtoms que el conformen. Un cop amb ella es recorre a la taula periòdica per ubicar quins són els grups a què pertanyen.

Per exemple, si es té el compost C ₁₄ O ₂ N ₃ llavors caldria buscar els grups on està el carboni, l'oxigen i el nitrogen. Fet això, sense importar quin sigui el compost, el nombre d'electrons de valència segueix sent el mateix, de manera que tard o d'hora es memoritzen.

Així, el carboni pertany a el grup IVA, l'oxigen a el grup VIA i el nitrogen a l'VA. El nombre de grup és igual a la quantitat d'electrons (punts) de valència. Tots ells tenen en comú la tendència de completar l'octet de la capa de valència.

Què és la regla de l'octet?

Aquesta diu que hi ha una tendència dels àtoms de completar el seu nivell energètic amb vuit electrons per assolir l'estabilitat. Això s'aplica per a tots els elements no metàl·lics o els que es troben en els blocs sop de la taula periòdica.

No obstant això, no tots els elements obeeixen la regla de l'octet. Casos particulars són els metalls de transició, les estructures es fonamenten més en les càrregues formals i el seu número de grup.

Nombre d'electrons de la capa de valència dels elements no metàl·lics, aquells en què es pot operar amb l'estructura de Lewis.

Aplicant la fórmula matemàtica

Coneixent a quin grup pertanyen els elements, i per tant, el nombre d'electrons de valència disponibles per formar enllaços, es procedeix amb la següent fórmula, la qual resulta útil per dibuixar les estructures de Lewis:

C = N - D

On C significa electrons compartits, és a dir, aquells que participen en els enllaços covalents. Com cada enllaç el conformen dos electrons, llavors C / 2 és igual a el nombre d'enllaços (o guions) que han de dibuixar-se.

N són els electrons necessaris, els que ha de tenir l'àtom en la seva capa de valència per ser isoelectrónico a el gas noble que el segueix en el mateix període. Per a tots els elements diferents de l'H (ja que requereix de dos electrons per comparar-se a l'He) necessiten de vuit electrons.

D són els electrons disponibles, els quals vénen determinats pel grup o els números d'electrons de valència. Així, com el Cl pertany a el grup VIIA, ha de envoltar-se de set punts negres o electrons, i tenir en ment que es necessiten un parell per formar un enllaç.

Tenint els àtoms, els seus punts i el nombre d'enllaços C / 2, pot llavors improvisar una estructura de Lewis. Però addicionalment, cal tenir noció d'altres "regles".

On col·locar els àtoms menys electronegatius

Els àtoms menys electronegatius en la gran majoria de les estructures ocupen els centres. Per aquesta raó, si es té un compost amb àtoms de P, O i F, el P ha per tant situar-se al centre de la hipotètica estructura.

Així mateix, és important ressaltar que els hidrògens normalment s'enllacen als àtoms molt electronegatius. Si es té en un compost Zn, H i O, l'H anirà al costat de l'O i no amb el Zn (Zn-O-H i no H-Zn-O). Hi ha excepcions a aquesta regla, però passa en general amb àtoms no metàl·lics.

Simetria i les càrregues formals

La naturalesa té una alta preferència per originar estructures moleculars el més simètriques possibles. Això ajuda a evitar plantejar estructures desordenades, amb els àtoms disposats de manera que no obeeixen cap patró aparent.

Per exemple, per al compost C ₂ A ₃, on A és un àtom fictici, l'estructura més probable seria A-C-A-C-A. Cal notar la simetria dels seus costats, tots dos reflexos de l'altre.

Les càrregues formals també juguen un paper important a l'hora de dibuixar les estructures de Lewis, sobretot per la dels ions. Així, es poden afegir o treure enllaços de forma que la càrrega formal d'un àtom correspongui a la càrrega total exhibida. Aquest criteri és de molta ajuda per als compostos dels metalls de transició.

Limitacions en la regla de l'octet

Representació de trifluorur d'alumini, un compost que es mostra inestable. Tots dos elements es conformen per sis electrons, la qual cosa genera tres enllaços covalents, quan haurien de ser 8 per aconseguir-se la estabilitat. Font: Gabriel Bolívar

No totes les regles es compleixen, el que no necessàriament vol dir que l'estructura sigui incorrecta. Exemples típics d'això s'observen en molts compostos on intervenen elements de el grup IIIA (B, A l', Ga, In, Tl). Aquí es considera específicament el trifluorur d'alumini (AlF ₃).

Aplicant llavors la fórmula descrita anteriorment, es té:

D = 1 × 3 (un àtom d'alumini) + 7 × 3 (tres àtoms de fluor) = 24 electrons

Aquí el 3 i el 7 són els respectius grups o números d'electrons de valència disponibles per a l'alumini i el fluor. Després, considerant els electrons necessaris N:

N = 8 × 1 (un àtom d'alumini) + 8 × 3 (tres àtoms de fluor) = 32 electrons

I per tant els electrons compartits són:

C = N - D

C = 32-24 = 8 electrons

C / 2 = 4 enllaços

Atès que l'alumini és l'àtom menys electronegatiu, s'ha de posar en el centre, i el fluor només forma un enllaç. Considerant això es té l'estructura de Lewis de l'AlF ₃ (imatge superior). Els electrons compartits estan ressaltats amb punts verds per distingir-los dels no compartits.

Tot i que els càlculs prediuen que són 4 enllaços els que han de formar-se, l'alumini no té electrons suficients ia més no hi ha una cambra àtom de fluor. Com a resultat l'alumini no compleix amb la regla de l'octet i aquest fet no es reflecteix en els càlculs.

Exemples d'estructures de Lewis

Iode

Els no metalls de iode posseeixen set electrons cada un, de manera que a l'compartir un d'aquests electrons cada un, generen un enllaç covalent que els aporta estabilitat. Font: Gabriel Bolívar

El iode és un halogen i per tant pertany a el grup VIIA. Té llavors set electrons de valència, i aquesta simple molècula diatòmica pot representar-se improvisant o aplicant la fórmula:

D = 2 × 7 (dos àtoms de iode) = 14 electrons

N = 2 × 8 = 16 electrons

C = 16-14 = 2 electrons

C / 2 = 1 enllaç

Com de 14 electrons 2 participen a l'enllaç covalent (punts i guió verds), 12 romanen com no compartits; i pel fet que són dos àtoms de iode, 6 han de repartir-se per un d'ells (els seus electrons de valència). En aquesta molècula només és possible aquesta estructura, la geometria és lineal.

amoníac

El nitrogen posseeix 5 electrons, mentre l'hidrogen només 1. Suficient parell assolir l'estabilitat a l'entaular-tres enllaços covalents, compuestopor un electró de N i un altre d'H Font: Gabriel Bolívar

Quina és l'estructura de Lewis per a la molècula d'amoníac? Com el nitrogen és de el grup VA té cinc electrons de valència, i llavors:

D = 1 × 5 (un àtom de nitrogen) + 1 × 3 (tres àtoms d'hidrogen) = 8 electrons

N = 8 × 1 + 2 × 3 = 14 electrons

C = 14-8 = 6 electrons

C / 2 = 3 enllaços

Aquesta vegada la fórmula encerta amb el nombre d'enllaços (tres enllaços verds). Com dels 8 electrons disponibles juny participen en els enllaços, queda un parell no compartit que se situa sobre de l'àtom de nitrogen.

Aquesta estructura diu tot el que cal saber de la base amoníac. Aplicant els coneixements de TEV i TRPEV, es dedueix que la geometria és tetraèdrica distorsionada pel parell lliure de el nitrogen i que la hibridació d'aquest és per tant sp ³.

C

Font: Gabriel Bolívar

La fórmula correspon a un compost orgànic. Abans d'aplicar la fórmula ha de recordar que els hidrògens formen un sol enllaç, l'oxigen dos, el carboni quatre i que l'estructura ha de ser tan simètrica possible. Procedint com els exemples anteriors es té:

D = 6 × 1 (sis àtoms d'hidrogen) + 6 × 1 (un àtom d'oxigen) + 4 × 2 (dos àtoms de carboni) = 20 electrons

N = 6 × 2 (sis àtoms d'hidrogen) + 8 × 1 (un àtom d'oxigen) + 8 × 2 (dos àtoms de carboni) = 36 electrons

C = 36-20 = 16 electrons

C / 2 = 8 enllaços

El nombre de guions verds corresponen als 8 enllaços calculats. L'estructura de Lewis proposta és la de l'etanol CH ₃ CH ₂ OH. No obstant això, també hagués estat correcte proposar l'estructura de l'èter dimetílic CH ₃ OCH ₃, la qual és encara més simètrica.

Quina de les dues és "més" correcta? Totes dues ho són per igual, ja que les estructures van sorgir com isòmers estructurals d'una mateixa fórmula molecular C ₂ H ₆ O.

ió permanganat

Font: Gabriel Bolívar

La situació es complica quan es desitja fer les estructures de Lewis per a compostos de metalls de transició. El manganès pertany a el grup VIIB, així mateix, l'electró de la càrrega negativa ha de sumar-entre els electrons disponibles. Aplicant la fórmula es té:

D = 7 × 1 (un àtom de manganès) + 6 × 4 (quatre àtoms d'oxigen) + 1 electró per la càrrega = 32 electrons

N = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 electrons

C = 40 - 32 = 8 electrons compartits

C / 2 = 4 enllaços

No obstant això, els metalls de transició poden tenir més de vuit electrons de valència. A més, perquè el ió MnO ₄ ^- exhibeixi la càrrega negativa és necessari disminuir les càrregues formals dels àtoms d'oxigen. Com? A través dels dobles enllaços.

Si tots els enllaços de l'MnO ₄ ^- fossin simples, les càrregues formals dels oxígens serien iguals a -1. Com són quatre, la càrrega resultant seria -4 per l'anió, la qual cosa evidentment no és cert. A l'formar-se els dobles enllaços es garanteix que un sol oxigen tingui càrrega formal negativa, reflectida en l'ió.

Al ió permanganat pot apreciar-se que existeix ressonància. Aquesta implica que l'únic enllaç simple Mn-O es deslocalitza entre els quatre àtoms d'O

Ion dicromat

Font: Gabriel Bolívar

Finalment, un cas similar ocorre amb l'ió dicromat (Cr ₂ O ₇). El crom pertany a el grup VIB, pel que té sis electrons de valència. Aplicant novament la fórmula:

D = 6 × 2 (dos àtoms de crom) + 6 × 7 (set àtoms d'oxigen) + 2 electrons per la càrrega divalent = 56 electrons

N = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 electrons

C = 72-56 = 16 electrons compartits

C / 2 = 8 enllaços

Però no hi ha 8 enllaços, sinó 12. Per les mateixes raons oposades, al ió permanganat s'han de deixar 2 oxígens amb càrregues formals negatives que sumin igual a -2, la càrrega de l'ió dicromat.

Així, s'agreguen tants dobles enllaços com siguin necessaris. D'aquesta manera s'arriba a l'estructura de Lewis de la imatge per al Cr ₂ O ₇ ^2-.

referències

1. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Química. (8va ed.). Cengage Learning, pàg 251.
2. Lewis Structures. Pres de: chemed.chem.purdue.edu
3. Steven A. Hardinger, Department of Chemistry & Biochemistry, UCLA. (2017). Lewis structure. Pres de: chem.ucla.edu
4. Wayne Breslyn. (2012). Drawing Lewis Structures. Pres de: terpconnect.umd.edu
5. Webmaster. (2012). Lewis («electron dot») Structures. Department of Chemistry, University of Maine, Orono. Pres de: chemistry.umeche.maine.edu
6. Lancaster, Sean. (25 d'abril del 2017). How to Determineu How Many Dots Are on an Element s Lewis Dot Structure. Sciencing. Recuperat de: sciencing.com