Estructuras de Lewis
Introducción
Las Estructuras de Lewis son representaciones que muestran cómo se distribuyen los electrones de valencia en átomos, moléculas e iones. Permiten visualizar los enlaces covalentes, los pares de electrones no enlazantes y, cuando corresponde, las cargas formales de los átomos.
Para construir correctamente una estructura de Lewis es necesario conocer el número de electrones de valencia, determinar el átomo central, distribuir los electrones disponibles y comprobar si los átomos cumplen la regla del octeto o alguna de sus excepciones.
Estas representaciones constituyen una herramienta fundamental para estudiar el enlace covalente y sirven como punto de partida para comprender conceptos posteriores como la resonancia, la geometría molecular, la polaridad y las fuerzas intermoleculares.
¿Qué son las Estructuras de Lewis?
Una estructura de Lewis es una representación bidimensional de la distribución de los electrones de valencia de una especie química.
En ella se representan principalmente:
- Los átomos que forman la especie.
- Los electrones de valencia.
- Los enlaces entre los átomos.
- Los pares de electrones no enlazantes.
- Las cargas formales cuando son necesarias.
Un par de electrones compartido entre dos átomos constituye normalmente un enlace covalente.
Puede representarse mediante dos puntos: A:B
o mediante una línea: A—B
Una línea representa un par de electrones compartidos.
Electrones de Valencia
Los electrones de valencia son los electrones situados en la región electrónica externa del átomo que participan principalmente en la formación de enlaces químicos.
En los elementos representativos, su número puede obtenerse fácilmente a partir del grupo de la Tabla Periódica.
| Grupo | Electrones de valencia |
|---|---|
| 1 | 1 |
| 2 | 2 |
| 13 | 3 |
| 14 | 4 |
| 15 | 5 |
| 16 | 6 |
| 17 | 7 |
| 18 | 8* |
*El helio posee 2 electrones.
Símbolos de Lewis
Antes de representar moléculas podemos utilizar los símbolos de Lewis de los átomos.
Consisten en escribir el símbolo químico del elemento y colocar alrededor puntos que representan sus electrones de valencia.
Por ejemplo:
Na → 1 electrón de valencia
C → 4 electrones de valencia
O → 6 electrones de valencia
Cl → 7 electrones de valencia
Los puntos se distribuyen alrededor del símbolo químico, normalmente colocando primero electrones individuales en las cuatro posiciones antes de emparejarlos.
Regla del Octeto
La regla del octeto establece que muchos átomos tienden a alcanzar configuraciones en las que su capa de valencia contiene ocho electrones.
Esto puede conseguirse mediante:
- Pérdida de electrones.
- Ganancia de electrones.
- Compartición de electrones.
En las estructuras de Lewis resulta especialmente útil para interpretar los enlaces covalentes.
Por ejemplo, el cloro posee siete electrones de valencia y necesita uno adicional para completar su octeto.
Dos átomos de cloro pueden compartir un par de electrones:
Cl—Cl
De esta forma, cada átomo puede contabilizar ocho electrones en su capa de valencia.
La regla del Dueto del Hidrógeno
El hidrógeno constituye una excepción fundamental a la regla del octeto.
Su única capa electrónica corresponde al nivel n = 1, que solamente puede contener dos electrones.
Por ello: H necesita únicamente 2 electrones.
Cuando forma un enlace covalente sencillo: H—X , el hidrógeno completa su dueto.
El helio también posee una configuración estable con dos electrones.
Cómo hacer una Estructura de Lewis paso a paso
Paso 1. Contar los Electrones de Valencia
Se suman los electrones de valencia aportados por todos los átomos.
Paso 2. Tener en Cuenta la Carga
Si la especie posee carga negativa: se añade un electrón por cada unidad de carga negativa.
Si posee carga positiva: se resta un electrón por cada unidad de carga positiva.
Paso 3. Elegir el Átomo Central
Generalmente se selecciona el átomo menos electronegativo capaz de establecer varios enlaces.
El hidrógeno nunca actúa como átomo central.
Paso 4. Colocar los Átomos Alrededor del Átomo Central
Se establece el esqueleto de la molécula.
Paso 5. Unir los Átomos Mediante Enlaces Sencillos
Cada enlace sencillo contiene dos electrones.
Paso 6. Distribuir los Electrones Restantes
Primero se completan normalmente los octetos de los átomos terminales.
Paso 7. Colocar los Electrones Restantes sobre el Átomo Central
Si todavía quedan electrones disponibles, se asignan al átomo central.
Paso 8. Comprobar el Octeto
Se comprueba si los átomos que deben cumplirlo poseen ocho electrones.
Paso 9. Formar Enlaces Múltiples si son Necesarios
Si el átomo central no completa su octeto, pueden transformarse pares no enlazantes de átomos vecinos en enlaces adicionales.
Paso 10. Comprobar las Cargas Formales
Cuando existen varias estructuras posibles, las cargas formales ayudan a evaluar cuáles son las representaciones más relevantes.
Cómo Elegir el Átomo Central
Generalmente:
- El átomo menos electronegativo ocupa la posición central.
- El hidrógeno nunca es central.
- Los halógenos suelen ocupar posiciones terminales.
- El carbono suele actuar como átomo central cuando está presente.
- En muchas especies, el átomo que aparece una sola vez en la fórmula es un buen candidato a átomo central.
Ejemplo: CO₂
El carbono es el átomo central: O—C—O
Pero estas reglas son criterios prácticos, no una ley universal que sustituya al análisis de la estructura química.
Enlaces Sencillos, Dobles y Triples
Las estructuras de Lewis permiten representar diferentes órdenes de enlace.
Enlace Sencillo
Un par de electrones compartidos: H—H
Enlace Doble
Dos pares compartidos: O=O
Enlace Triple
Tres pares compartidos: N≡N
En general, al aumentar el orden de enlace, el enlace suele hacerse más corto y más fuerte para un mismo par de átomos en condiciones comparables.
Pares Enlazantes y Pares no Enlazantes
No todos los electrones de valencia participan directamente en enlaces.
Pares Enlazantes
Son pares de electrones compartidos entre dos átomos.
Pares no Enlazantes
Pertenecen principalmente a un átomo y no constituyen un enlace con otro átomo.
También se denominan:
- Pares libres.
- Pares solitarios.
Esta distinción será posteriormente fundamental para determinar la geometría molecular mediante el modelo RPECV/VSEPR.
Carga Formal
La carga formal permite asignar una carga convencional a cada átomo dentro de una estructura de Lewis.
Puede calcularse mediante:
CF = V − N − B/2
donde:
CF = carga formal
V = electrones de valencia del átomo libre
N = electrones no enlazantes asignados al átomo
B = electrones que participan en enlaces
También puede escribirse de forma práctica:
Carga formal = electrones de valencia − electrones no enlazantes − número de enlaces, cuando cada línea de enlace se contabiliza como un enlace.
Cómo Utilizar la Carga Formal
Cuando existen varias estructuras de Lewis posibles, las cargas formales ayudan a evaluar cuáles contribuyen más razonablemente a la descripción de la especie.
Como criterios generales se favorecen estructuras:
- Con cargas formales de menor magnitud.
- Con menor separación innecesaria de cargas.
- En las que las cargas negativas, cuando existen, se sitúan preferentemente sobre átomos más electronegativos.
Pero estos criterios no deben utilizarse de forma mecánica.
La estructura químicamente relevante también debe respetar la distribución electrónica posible y las particularidades de cada especie.
Resonancia
En determinadas moléculas o iones, una única estructura de Lewis no permite representar adecuadamente la distribución electrónica.
Se utilizan entonces varias estructuras de resonancia.
Un ejemplo clásico es el ion nitrato: NO₃⁻
Puede representarse mediante varias estructuras equivalentes en las que cambia la posición formal del enlace doble.
Estas estructuras se denominan: formas o estructuras de resonancia.
Híbrido de Resonancia
La molécula o ion real no oscila entre las distintas estructuras de resonancia.
La estructura electrónica real se describe mediante un híbrido de resonancia.
Esto significa que la densidad electrónica está deslocalizada.
En el ion nitrato, por ejemplo, los tres enlaces N—O resultan equivalentes en la especie real, en lugar de existir permanentemente un enlace doble localizado y dos sencillos.
Este matiz es importante porque “la molécula cambia continuamente de una estructura a otra” es un error conceptual frecuente.
Excepciones a la Regla del Octeto
La regla del octeto es muy útil, pero no es universal.
Podemos distinguir tres situaciones principales.
Octeto Incompleto
Algunos átomos pueden ser estables con menos de ocho electrones.
Ejemplos frecuentes:
BeCl₂
BF₃
En BF₃, el boro queda representado normalmente con seis electrones a su alrededor.
Número Impar de Electrones
Algunas especies poseen un número impar de electrones.
Ejemplos:
NO
NO₂
Son especies radicalarias y no es posible proporcionar un octeto completo a todos los átomos mediante una estructura convencional de Lewis.
Octeto Expandido
En representaciones de Lewis de ciertas especies con átomos centrales del período 3 o posteriores pueden aparecer más de ocho electrones alrededor del átomo central.
Ejemplos habituales en modelos introductorios:
PCl₅
SF₆
Aquí conviene ser preciso: la explicación moderna del enlace en estas especies es más compleja que la idea escolar de “usar orbitales d para expandir el octeto”. No enseñaría la hibridación sp³d o sp³d² como explicación física de la expansión del octeto.
La explicación moderna no necesita recurrir a una supuesta promoción de electrones hacia orbitales d para justificar especies como PCl₅, SF₆, XeF₂ o XeF₄. La descripción correcta se basa en orbitales moleculares, enlaces multicéntricos y un componente iónico importante.
Explicación Moderna de las Moléculas Hipervalentes
Tradicionalmente se explicaban moléculas como:
- PCl₅
- SF₆
- XeF₂
- XeF₄ , afirmando que el átomo central podía «expandir su octeto» utilizando orbitales d vacíos.
Por ejemplo, se proponían hibridaciones:
sp³d para PCl₅
sp³d² para SF₆
d²sp³ para determinadas especies.
Esta explicación resulta útil como recurso geométrico elemental, pero no representa correctamente la naturaleza electrónica real de estas moléculas.
¿Por qué no es Adecuada la Explicación Mediante Orbitales d?
En los elementos del tercer período y posteriores existen orbitales d, pero sus energías y extensiones espaciales no son adecuadas para participar de forma importante en los enlaces de muchas moléculas hipervalentes.
Por ejemplo, en el fósforo:
- 3s
- 3p
- 3d , los orbitales 3d se encuentran energéticamente bastante por encima de los orbitales 3s y 3p.
Los cálculos de química cuántica muestran que la contribución de los orbitales d del átomo central al enlace en moléculas como PCl₅ o SF₆ es pequeña.
Por tanto:
La existencia de orbitales d no significa que estos orbitales sean utilizados de forma significativa para «guardar» electrones adicionales.
El Octeto Expandido es Principalmente una Representación de Lewis
Cuando dibujamos una estructura de Lewis como:
PCl₅ , podemos contar diez electrones alrededor del fósforo.
En SF₆ podemos contar doce.
Esto puede describirse formalmente como un «octeto expandido».
Sin embargo, ese recuento no significa que existan realmente diez o doce electrones localizados completamente alrededor del átomo central.
Las estructuras de Lewis asignan pares electrónicos a enlaces individuales.
La distribución electrónica real de una molécula puede estar mucho más deslocalizada.
Por ello:
Octeto expandido en Lewis ≠ ocupación real de orbitales atómicos adicionales en el átomo central.
Enlaces Multicéntricos
Una de las ideas fundamentales de la descripción moderna es que algunos enlaces hipervalentes pueden entenderse mediante enlaces multicéntricos.
El modelo clásico es el enlace de tres centros y cuatro electrones:
3 centros – 4 electrones
o: 3c–4e.
Este modelo fue desarrollado en el marco de los trabajos de George Pimentel y Robert Rundle sobre moléculas hipervalentes.
El Enlace de Tres Centros y Cuatro Electrones
Consideremos una disposición:
A–X–A , donde X es el átomo central.
Tres orbitales atómicos pueden combinarse y generar tres orbitales moleculares:
- orbital enlazante
- orbital aproximadamente no enlazante
- orbital antienlazante.
Los cuatro electrones ocupan:
orbital enlazante → 2 electrones
orbital no enlazante → 2 electrones
orbital antienlazante → vacío.
El resultado es un enlace distribuido entre los tres átomos.
No existen necesariamente dos enlaces covalentes localizados e independientes X–A.
Existe una interacción electrónica deslocalizada sobre los tres centros.
Ejemplo: XeF₂
XeF₂ constituye uno de los ejemplos más claros.
Su estructura es lineal:
F–Xe–F
La descripción de Lewis coloca:
dos enlaces Xe–F
y tres pares solitarios sobre Xe.
Esto parece proporcionar diez electrones alrededor del xenón.
Sin embargo, la descripción mediante orbitales moleculares permite interpretar los enlaces axiales mediante una interacción de tres centros y cuatro electrones.
Los orbitales de los dos átomos de F y un orbital adecuado del Xe se combinan formando orbitales moleculares extendidos sobre:
F–Xe–F.
La densidad electrónica no pertenece exclusivamente a dos enlaces Xe–F independientes.
Está distribuida sobre los tres átomos.
Importancia de la Electronegatividad de los Ligandos
Muchas moléculas hipervalentes contienen ligandos muy electronegativos: F , Cl , O
Esto no es casual.
Los átomos electronegativos pueden estabilizar una importante densidad electrónica.
Por ello, muchas moléculas hipervalentes presentan enlaces con un considerable carácter polar o iónico.
Por ejemplo, en un enlace:
S–F
la densidad electrónica está desplazada fuertemente hacia el flúor: Sδ+–Fδ−
Sδ+–Fδ−
Por tanto, una fracción importante de la densidad electrónica asociada al enlace se encuentra sobre los ligandos, no concentrada alrededor del átomo central.
El Átomo Central no Necesita Alojar Doce Electrones
Este punto es fundamental para comprender SF₆.
La estructura de Lewis representa: seis enlaces S–F.
Si asignamos dos electrones a cada enlace obtenemos formalmente: 12 electrones alrededor del azufre.
Pero esos doce electrones no pertenecen exclusivamente al azufre.
La densidad electrónica de los enlaces está fuertemente desplazada hacia los seis átomos de flúor.
Los análisis de estructura electrónica muestran que el azufre no necesita utilizar seis orbitales híbridos equivalentes del tipo sp³d².
La estructura puede describirse mediante orbitales moleculares formados principalmente a partir de: orbitales 3s y 3p del azufre y orbitales de los seis átomos de flúor.
SF₆ y los Orbitales Moleculares
En SF₆, los seis ligandos F presentan simetría octaédrica.
Los orbitales de los ligandos pueden combinarse entre sí formando combinaciones lineales adaptadas a la simetría de la molécula.
Solo algunas de esas combinaciones poseen la simetría adecuada para interaccionar con los orbitales:
- 3s
- 3pₓ
- 3pᵧ
- 3p_z , del azufre.
Estas interacciones generan orbitales moleculares que se extienden sobre varias regiones de la molécula.
Los orbitales 3d del azufre pueden aparecer matemáticamente en cálculos utilizando determinadas funciones de base, pero esto no significa que exista una verdadera hibridación: sp³d² , con participación d sustancial.
Su contribución al enlace es mucho menor de lo que proponía el modelo tradicional.
PCl₅
PCl₅ constituye otro ejemplo clásico.
Su geometría es bipiramidal trigonal.
Tradicionalmente se explicaba mediante: sp³d.
La descripción moderna no necesita suponer cinco orbitales híbridos equivalentes formados mediante un orbital 3d.
Los enlaces P–Cl presentan:
- carácter covalente;
- polarización considerable;
- cierto grado de deslocalización.
Además, los enlaces axiales y ecuatoriales no son exactamente equivalentes.
Los enlaces axiales son generalmente:
- más largos
- más débiles , que los enlaces ecuatoriales.
La estructura molecular se comprende mejor mediante orbitales moleculares y las interacciones colectivas entre los orbitales del fósforo y los orbitales de los ligandos.
XeF₄
XeF₄ presenta geometría cuadrada plana.
El modelo tradicional utilizaba:
sp³d² , para justificar seis regiones electrónicas alrededor del xenón: cuatro enlaces y dos pares solitarios.
Sin embargo, la geometría puede explicarse mediante la teoría de repulsión de pares electrónicos como modelo geométrico, mientras que la naturaleza del enlace debe describirse mediante orbitales moleculares y enlaces deslocalizados.
Por tanto:
VSEPR puede seguir siendo útil para predecir geometría.
La hibridación sp³d² no debe interpretarse como una descripción física rigurosa del enlace.
Diferencia entre VSEPR e Hibridación
Es importante separar dos conceptos.
VSEPR: modelo geométrico , Permite predecir aproximadamente cómo se distribuyen las regiones de densidad electrónica.
Hibridación: modelo de construcción de orbitales.
No es necesario asignar orbitales híbridos d para que una molécula tenga cinco o seis regiones electrónicas.
¿Se supera realmente el octeto?
La respuesta depende de qué entendamos por «tener electrones alrededor de un átomo».
En una estructura de Lewis: Si
PCl₅, SF₆ y otras moléculas presentan formalmente más de ocho electrones asignados alrededor del átomo central.
Pero desde el punto de vista de la distribución electrónica real:
- No es correcto imaginar que el átomo central posee cinco o seis pares electrónicos localizados completamente en su capa de valencia.
- La densidad electrónica pertenece a orbitales moleculares extendidos sobre varios átomos.
Por ello, muchos análisis modernos concluyen que el concepto de «octeto expandido» debe entenderse como una herramienta formal de contabilidad electrónica, no como una expansión física de la capa de valencia mediante orbitales d.
Hipercoordinación frente a Hipervalencia
También conviene distinguir estos conceptos.
Hipercoordinación: un átomo está unido a un número de átomos mayor que el habitual.
Hipervalencia: en el lenguaje tradicional de Lewis, se asignan más de ocho electrones a la capa de valencia del átomo central.
Una especie puede describirse estructuralmente como hipercoordinada sin interpretar necesariamente que el átomo central posea una capa electrónica literalmente expandida.
El Modelo de Rundle-Pimentel
El modelo 3c–4e suele denominarse modelo de Rundle-Pimentel.
Resulta especialmente útil para moléculas como:
- XeF₂
- I₃⁻
- ICl₂⁻ , y para determinadas partes de estructuras hipervalentes más complejas.
Su importancia radica en que permite explicar enlaces aparentemente «adicionales» sin recurrir a orbitales d del átomo central.
Carácter Iónico y Estructuras de Resonancia
Otra forma complementaria de representar algunas moléculas hipervalentes consiste en utilizar estructuras de resonancia con separación de cargas.
Por ejemplo, determinados enlaces pueden describirse mediante contribuciones del tipo:
A–X⁺–A⁻ , o estructuras equivalentes.
Esto refleja que el enlace posee: carácter covalente o carácter iónico.
La estructura real no corresponde exclusivamente a ninguna de estas formas.
Es una distribución electrónica resultante de todas las contribuciones permitidas.
Por qué aparecen sobre todo a partir del tercer período
Los elementos del segundo período:
- C
- N
- O
- F
- raramente forman especies neutras hipervalentes estables comparables a PCl₅ o SF₆.
Esto no se debe simplemente a que «no tengan orbitales d disponibles».
La razón moderna está relacionada principalmente con:
- pequeño tamaño de los átomos del segundo período
- elevada densidad electrónica
- mayores repulsiones entre ligandos
- diferencias energéticas en la formación de determinadas estructuras multicéntricas
- capacidad de los elementos más pesados para adoptar números de coordinación elevados.
Los elementos de períodos posteriores son mayores y pueden acomodar espacialmente un número mayor de ligandos alrededor del átomo central.
Papel Real de los Orbitales d
No debe afirmarse tampoco que los orbitales d tengan participación absolutamente nula.
En cálculos cuánticos pueden contribuir parcialmente a la función de onda molecular.
Sin embargo: participación d pequeña ≠ hibridación sp³d o sp³d².
La conclusión moderna es que su contribución no justifica el antiguo modelo de promoción electrónica seguido de hibridación d.
La mayor parte del enlace puede describirse adecuadamente utilizando orbitales s y p del átomo central, orbitales de los ligandos y deslocalización electrónica.
Comparación entre el modelo tradicional y el moderno
| Modelo tradicional | Descripción moderna |
|---|---|
| El átomo «expande el octeto» | La estructura de Lewis asigna formalmente más de ocho electrones |
| Se promocionan electrones a orbitales d | No es necesaria una promoción significativa hacia orbitales d |
| PCl₅ = sp³d | La geometría y el enlace se describen mediante orbitales moleculares y polarización |
| SF₆ = sp³d² | Los enlaces se forman principalmente mediante combinaciones de orbitales s y p centrales con orbitales de los ligandos |
| Cada enlace es un par electrónico localizado | Parte del enlace puede ser multicéntrica y deslocalizada |
| Los electrones adicionales están sobre el átomo central | Una gran parte de la densidad puede localizarse sobre ligandos electronegativos |
| La hibridación explica la geometría | VSEPR puede predecir geometría sin implicar una hibridación física concreta |
En resumen
- La explicación moderna de las especies tradicionalmente denominadas hipervalentes es:
- Los átomos centrales no necesitan promover electrones hacia orbitales d para expandir físicamente su octeto.
- Los enlaces pueden describirse mediante orbitales moleculares deslocalizados, interacciones multicéntricas —especialmente enlaces 3c–4e— y un importante componente polar o iónico.
- Los orbitales de los ligandos se combinan con los orbitales de valencia adecuados del átomo central, principalmente s y p.
- La densidad electrónica se distribuye por toda la molécula y, especialmente cuando los ligandos son muy electronegativos, una parte importante se encuentra localizada sobre ellos.
Por tanto:
«Más de ocho electrones en una estructura de Lewis»
- no significa
- «más de ocho electrones localizados físicamente en orbitales del átomo central».
- La notación sp³d y sp³d² puede utilizarse, como máximo, como una simplificación geométrica histórica, pero no como una descripción rigurosa del mecanismo de enlace en moléculas hipervalentes.
Limitaciones de las Estructuras de Lewis
Las estructuras de Lewis son modelos muy útiles, pero simplificados.
No representan directamente:
- La forma tridimensional de las moléculas.
- La distribución continua de la densidad electrónica.
- Los orbitales moleculares.
- Las energías exactas de los electrones.
- Toda la deslocalización electrónica mediante una única estructura.
- Correctamente todos los tipos de enlace existentes.
Por ello deben complementarse con otros modelos.
Especialmente:
- RPECV/VSEPR.
- Teoría del enlace de valencia.
- Teoría de orbitales moleculares.
Tabla Resumen para Facilitar la Consulta
| Especie | Electrones de valencia totales | Característica principal |
|---|---|---|
| H₂ | 2 | Enlace sencillo |
| Cl₂ | 14 | Enlace sencillo |
| H₂O | 8 | Dos pares libres en O |
| NH₃ | 8 | Un par libre en N |
| CH₄ | 8 | Cuatro enlaces C—H |
| O₂ | 12 | Enlace doble en Lewis |
| N₂ | 10 | Enlace triple |
| CO₂ | 16 | Dos enlaces dobles |
| NH₄⁺ | 8 | Ion poliatómico |
| NO₃⁻ | 24 | Resonancia |
| BF₃ | 24 | Octeto incompleto |
Errores Frecuentes al hacer Estructuras de Lewis
- Contar incorrectamente los electrones de valencia.
- Olvidar sumar electrones en los aniones.
- Olvidar restar electrones en los cationes.
- Colocar el hidrógeno como átomo central.
- Dar ocho electrones al hidrógeno.
- Olvidar los pares no enlazantes.
- No comprobar el número total de electrones utilizados.
- No formar enlaces múltiples cuando son necesarios.
- Utilizar enlaces múltiples innecesariamente.
- Ignorar las cargas formales.
- Confundir carga formal con carga real localizada.
- Dibujar una sola estructura cuando existe resonancia.
- Pensar que las formas resonantes son moléculas diferentes.
- Pensar que la molécula oscila entre estructuras resonantes.
- Aplicar la regla del octeto sin considerar sus excepciones.
- Utilizar automáticamente la diferencia de electronegatividad para decidir toda la estructura.
- Confundir la estructura de Lewis con la geometría molecular.
Curiosidades sobre las Estructuras de Lewis
- Las estructuras de Lewis tienen más de un siglo y continúan utilizándose en Química.
- Una línea representa normalmente dos electrones compartidos.
- Los pares libres pueden modificar significativamente la geometría molecular.
- Dos estructuras de Lewis diferentes pueden representar contribuyentes de resonancia de una misma especie.
- La estructura real de una especie resonante no corresponde exclusivamente a ninguna de sus formas de resonancia.
- Algunas moléculas estables no cumplen la regla del octeto.
- Las estructuras de Lewis son representaciones bidimensionales, aunque las moléculas reales suelen ser tridimensionales.
- La carga formal es una herramienta contable y no debe interpretarse automáticamente como la carga física completa localizada sobre un átomo.
Practica lo Aprendido
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Historia de la Estructura de Lewis
Los primeros Modelos Electrónicos del Enlace
El descubrimiento del electrón por J. J. Thomson en 1897 permitió comenzar a interpretar el enlace químico a partir de partículas subatómicas.
A comienzos del siglo XX se desarrollaron diferentes modelos para explicar cómo intervenían los electrones en la unión entre los átomos.
Gilbert N. Lewis
En 1916, el químico estadounidense Gilbert N. Lewis publicó su influyente trabajo “The Atom and the Molecule”.
Lewis propuso que los enlaces químicos podían interpretarse mediante pares de electrones compartidos entre átomos.
También desarrolló representaciones de los electrones de valencia que constituyen el fundamento de las actuales estructuras de Lewis.
El Enlace por Pares de Electrones
La idea de Lewis permitió representar de forma sencilla:
- Electrones de valencia.
- Pares electrónicos.
- Enlaces covalentes.
- Pares no enlazantes.
Su modelo constituyó un avance fundamental en la interpretación electrónica del enlace químico.
Irving Langmuir
Irving Langmuir desarrolló y amplió varias de las ideas de Lewis sobre la estructura electrónica y el enlace químico.
Contribuyó a difundir el modelo del octeto y la interpretación electrónica de los enlaces durante las primeras décadas del siglo XX.
Desarrollo de la Mecánica Cuántica
Posteriormente, la mecánica cuántica proporcionó una descripción mucho más profunda del enlace químico mediante orbitales y funciones de onda.
Las estructuras de Lewis no fueron sustituidas como herramienta básica: continúan utilizándose porque permiten representar de manera sencilla y útil la conectividad y distribución formal de los electrones de valencia.
