hasta ahora en este capítulo, hemos discutido los diversos tipos de enlaces que forma entre átomos y/o iones. En todos los casos, estos enlaces implican el intercambio o transferencia de electrones de la cáscara de Valencia entre átomos., En esta sección, exploraremos el método típico para representar los electrones de las capas de Valencia y los enlaces químicos, a saber, los símbolos de Lewis y las estructuras de Lewis.

Símbolos de Lewis

utilizamos Símbolos de Lewis para describir configuraciones electrónicas de Valencia de átomos e iones monatómicos. Un símbolo de Lewis consiste en un símbolo elemental rodeado por un punto para cada uno de sus electrones de Valencia:

La Figura 1 muestra los símbolos de Lewis para los elementos del tercer período de la Tabla periódica.

Los símbolos de Lewis también se pueden usar para ilustrar la formación de cationes a partir de átomos, como se muestra aquí para el sodio y el calcio:asimismo, se pueden usar para mostrar la formación de aniones a partir de átomos, como se muestra a continuación para el cloro y el azufre:la Figura 2 muestra el uso de símbolos de Lewis para mostrar la transferencia de electrones durante la formación de compuestos iónicos.,

estructuras de Lewis

también utilizamos Símbolos de Lewis para indicar la formación de enlaces covalentes, que se muestran en estructuras de Lewis, dibujos que describen el enlace en moléculas e iones poliatómicos., Por ejemplo, cuando dos átomos de cloro forman una molécula de cloro, comparten un par de electrones:

la estructura de Lewis indica que cada átomo Cl tiene tres pares de electrones que no se utilizan en la Unión (llamados pares solitarios) y un par compartido de electrones (escrito entre los átomos). Un guión (o línea) a veces se usa para indicar un par de electrones compartidos:

Un solo par de electrones compartidos se denomina enlace único., Cada átomo Cl interactúa con ocho electrones de Valencia: los seis en los pares solitarios y los dos en el enlace simple.

la regla del octeto

las otras moléculas halógenas (F2, Br2, I2 y At2) forman enlaces como los de la molécula de cloro: un enlace simple entre átomos y tres pares solitarios de electrones por átomo. Esto permite que cada átomo halógeno tenga una configuración electrónica de gas noble. La tendencia de los átomos del grupo principal a formar suficientes enlaces para obtener ocho electrones de Valencia se conoce como la regla del octeto.,

el número de enlaces que un átomo puede formar a menudo se puede predecir a partir del número de electrones necesarios para alcanzar un octeto (ocho electrones de Valencia); esto es especialmente cierto para los no metálicos del segundo período de la Tabla periódica (C, N, O Y F). Por ejemplo, cada átomo de un elemento del grupo 14 tiene cuatro electrones en su capa más externa y, por lo tanto, requiere cuatro electrones más para alcanzar un octeto. Estos cuatro electrones se pueden obtener formando cuatro enlaces covalentes, como se ilustra aquí para el carbono en CCl4 (tetracloruro de carbono) y el silicio en SiH4 (silano)., Debido a que el hidrógeno solo necesita dos electrones para llenar su envoltura de Valencia, es una excepción a la regla del octeto. Los elementos de transición y los elementos de transición interna tampoco siguen la regla del octeto:

Los elementos del grupo 15, como el nitrógeno, tienen cinco electrones de Valencia en el símbolo atómico de Lewis: un par solitario y tres electrones no apareados. Para obtener un octeto, estos átomos forman tres enlaces covalentes, como en NH3 (amoníaco)., El oxígeno y otros átomos del grupo 16 obtienen un octeto formando dos enlaces covalentes:

enlaces dobles y triples

como se mencionó anteriormente, cuando un par de átomos comparte un par de electrones, llamamos a esto un enlace simple. Sin embargo, un par de átomos puede necesitar compartir más de un par de electrones para lograr el octeto requerido.,el enlace doble se forma cuando dos pares de electrones son compartidos entre un par de átomos, como entre los átomos de carbono y oxígeno en CH2O (formaldehído) y entre los dos átomos de carbono en C2H4 (etileno):

un enlace triple se forma cuando tres pares de electrones son compartidos por un par de átomos, como en el monóxido de carbono (CO) y el ion cianuro (CN–):

escribiendo estructuras de Lewis con la regla de octeto

para moléculas muy simples e iones moleculares, podemos escribir las estructuras de Lewis simplemente emparejando los electrones no emparejados en los átomos constituyentes., Vea estos ejemplos:

para moléculas más complicadas e iones moleculares, es útil seguir el procedimiento paso a paso descrito aquí:

1. Determinar el número total de electrones de Valencia (capa exterior). Para cationes, resta un electrón por cada carga positiva. Para los aniones, agregue un electrón por cada carga negativa.
2. Dibuja una estructura esquelética de la molécula o ion, ordenando los átomos alrededor de un átomo central. (Generalmente, el elemento menos electronegativo debe colocarse en el centro.,) Conecte cada átomo al átomo central con un enlace simple (un par de electrones).
3. distribuir los electrones restantes como pares solitarios en los átomos terminales (excepto el hidrógeno), completando un octeto alrededor de cada átomo.
4. Coloque todos los electrones restantes en el átomo central.
5. reorganizar los electrones de los átomos externos para hacer múltiples enlaces con el átomo central con el fin de obtener octetos siempre que sea posible.,

determinemos las estructuras de Lewis de SiH4, {\text {CHO}}_{2}^{-}, NO+, y OF2 como ejemplos en el siguiente procedimiento:

determinar el número total de electrones de Valencia (capa exterior) en la molécula o ion.

3. Distribuya los electrones restantes como pares solitarios en los átomos terminales (excepto el hidrógeno) para completar sus capas de Valencia con un octeto de electrones.

• no Hay electrones restantes en SiH4, por lo que es invariable:
  

4. Coloca todos los electrones restantes en el átomo central.

5., Reorganizar los electrones de los átomos externos para hacer múltiples enlaces con el átomo central con el fin de obtener octetos siempre que sea posible.

• SiH4: Si ya tiene un octeto, por lo que no hay que hacer nada.
• {\text {CHO}}_{2}^{-}: hemos distribuido los electrones de Valencia como pares solitarios en los átomos de oxígeno, pero un átomo de oxígeno y un átomo de carbono carecen de octetos:
• NO+: para este ion, agregamos ocho electrones de Valencia, pero ninguno de los átomos tiene un octeto., No podemos añadir más electrones ya que hemos utilizado el total que encontramos en El Paso 1, por lo que debemos mover electrones para formar un enlace múltiple:
  
  esto todavía no produce un octeto, por lo que debemos mover otro par, formando un enlace triple:
• En OF2, cada átomo tiene un octeto como dibujado, por lo que nada cambia.

excepciones a la regla del octeto

muchas moléculas covalentes tienen átomos centrales que no tienen ocho electrones en sus estructuras de Lewis. Estas moléculas se dividen en tres categorías:

• Las moléculas de electrones impares tienen un número impar de electrones de Valencia, y por lo tanto tienen un electrón no emparejado.
• Las moléculas con deficiencia de electrones tienen un átomo central que tiene menos electrones de los necesarios para una configuración de gas noble.,
• Las moléculas Hipervalentes tienen un átomo central que tiene más electrones de los necesarios para una configuración de gas noble.

moléculas de electrones impares

llamamos a las moléculas que contienen un número impar de electrones radicales libres. El óxido nítrico, NO, es un ejemplo de una molécula de electrón impar; se produce en motores de combustión interna cuando el oxígeno y el nitrógeno reaccionan a altas temperaturas.,

para dibujar la estructura de Lewis para una molécula de electrones impares como NO, seguimos los mismos seis pasos que para otras moléculas, pero con algunos cambios menores:

1. Determinar el número total de electrones de Valencia (capa exterior). La suma de los electrones de Valencia es 5 (de N) + 6 (de O) = 11. El número impar nos dice inmediatamente que tenemos un radical libre, por lo que sabemos que no todos los átomos pueden tener ocho electrones en su envoltura de Valencia.
2. Dibuja una estructura esquelética de la molécula., Podemos dibujar fácilmente un esqueleto con un enlace simple N–O:N–O
3. distribuye los electrones restantes como pares solitarios en los átomos terminales. En este caso, no hay átomo central, así que distribuimos los electrones alrededor de ambos átomos. Damos ocho electrones al átomo más electronegativo en estas situaciones; por lo tanto, el oxígeno tiene la envoltura de Valencia llena:
4. Coloque todos los electrones restantes en el átomo central. Dado que no quedan electrones, este paso no se aplica.,
5. reorganizar los electrones para hacer múltiples enlaces con el átomo central con el fin de obtener octetos siempre que sea posible. Sabemos que una molécula de electrones impares no puede tener un octeto para cada átomo, pero queremos que cada átomo se acerque lo más posible a un octeto. En este caso, el nitrógeno tiene solo cinco electrones a su alrededor. Para acercarse a un octeto para el nitrógeno, tomamos uno de los pares libres de oxigeno para formar un doble enlace., (No podemos tomar otro par solitario de electrones en el oxígeno y formar un enlace triple, porque el nitrógeno tendría entonces nueve electrones:)

moléculas con deficiencia de electrones

también encontraremos algunas moléculas que contienen átomos centrales que no tienen una capa de Valencia llena. Generalmente, estas son moléculas con átomos centrales de los grupos 2 y 12, átomos externos que son hidrógeno, u otros átomos que no forman enlaces múltiples., Por ejemplo, en las estructuras de Lewis de dihidruro de berilio, BeH2 y trifluoruro de boro, BF3, los átomos de berilio y boro tienen cada uno solo cuatro y seis electrones, respectivamente. Es posible dibujar una estructura con un doble enlace entre un átomo de boro y un átomo de flúor en BF3, satisfaciendo la regla del octeto, pero la evidencia experimental indica que las longitudes de enlace son más cercanas a las esperadas para los enlaces simples B–F. Esto sugiere que la mejor estructura de Lewis tiene tres enlaces simples B-F y un boro deficiente de electrones. La reactividad del compuesto también es consistente con un boro deficiente de electrones., Sin embargo, los enlaces B–F son ligeramente más cortos de lo que realmente se espera para los enlaces simples B–F, lo que indica que se encuentra algún carácter de enlace doble en la molécula real.

un átomo como el átomo de boro en BF3, que no tiene ocho electrones, es muy reactivo. Se combina fácilmente con una molécula que contiene un átomo con un par solitario de electrones., Por ejemplo, NH3 reacciona con BF3 porque el par solitario en nitrógeno puede ser compartido con el átomo de boro:

las moléculas Hipervalentes

Los elementos en el segundo período de la Tabla periódica (n = 2) pueden acomodar solo ocho electrones en sus orbitales de Valencia porque tienen solo cuatro orbitales de Valencia (uno 2s y tres orbitales 2p). Los elementos en los períodos tercero y superior (n ≥ 3) tienen más de cuatro orbitales de Valencia y pueden compartir más de cuatro pares de electrones con otros átomos porque tienen orbitales d vacíos en la misma capa., Las moléculas formadas a partir de estos elementos a veces se llaman moléculas hipervalentes. La figura 4 muestra las estructuras de Lewis para dos moléculas hipervalentes, PCL5 y SF6.

en algunas moléculas hipervalentes, como IF5 y XeF4, algunos de los electrones en la capa exterior del átomo central son pares solitarios:

cuando escribimos las estructuras de Lewis para estas moléculas, encontramos que tenemos electrones sobrantes después de llenar las capas de Valencia de los átomos exteriores con ocho electrones. Estos electrones adicionales deben ser asignados al átomo central.

Compruebe su aprendizaje

los halógenos forman una clase de compuestos llamados interhalógenos, en los que los átomos Halógenos se unen covalentemente entre sí. Escribe las estructuras de Lewis para los interhalógenos BrCl3 y {\text {ICl}}_{4}^{-}.,