Estructuras de Lewis y carga formal: un método que puedes comprobar

Contar los electrones de valencia de moléculas e iones poliatómicos

Toda estructura de Lewis parte de un número: el total de electrones de valencia disponibles para colocar. En los elementos de los grupos principales, el número de electrones de valencia es igual a la última cifra del número de grupo en la numeración 1–18, de modo que el carbono aporta 4, el nitrógeno 5, el oxígeno 6 y cada halógeno 7. El hidrógeno aporta 1, y el helio, con 2, es la única excepción a la regla del número de grupo.

La carga de un ion cambia el total. Una carga negativa significa electrones adicionales, así que se suma un electrón por cada unidad de carga negativa. Una carga positiva significa electrones que faltan, así que se resta. El ion amonio, NH₄⁺, tiene 5 + 4(1) − 1 = 8 electrones de valencia, mientras que el ion carbonato, CO₃²⁻, tiene 4 + 3(6) + 2 = 24.

Anota este total antes de dibujar nada; es el número con el que comprobarás la estructura terminada.

Construir el esqueleto y colocar los pares de electrones

El esqueleto es el patrón de qué átomo se conecta con cuál. El hidrógeno y el flúor casi siempre forman un solo enlace, así que son átomos terminales. El átomo central suele ser el menos electronegativo aparte del hidrógeno, que a menudo es el átomo que aparece una sola vez en la fórmula. En los oxoácidos, los átomos de hidrógeno suelen estar enlazados al oxígeno y no al átomo central.

Una vez fijado el esqueleto, los pasos restantes distribuyen los electrones para que cada átomo alcance un recuento estable. Los átomos del periodo 2 (C, N, O, F) pueden tener como máximo ocho electrones a su alrededor porque solo disponen de cuatro orbitales de valencia, y por eso la regla del octeto es para ellos un límite firme.

• Conecta cada átomo terminal con el átomo central mediante un enlace sencillo (2 electrones cada uno).
• Completa los octetos de los átomos terminales con pares libres (el hidrógeno solo necesita 2).
• Coloca los electrones que queden en el átomo central como pares libres.
• Si el átomo central sigue teniendo menos de 8 electrones, convierte un par libre de un átomo vecino en un par compartido para formar un enlace doble o triple.
• Comprueba: los electrones dibujados son iguales al total contado, y ningún átomo del periodo 2 tiene más de 8.

La carga formal como prueba entre estructuras candidatas

La carga formal pregunta cuántos electrones posee un átomo en el dibujo en comparación con el átomo libre neutro, si cada par enlazante se repartiera por igual. La fórmula es FC = V − N − B/2, donde V es el número de electrones de valencia del átomo, N es el número de electrones no enlazantes (de pares libres) que tiene y B es el número de electrones de sus enlaces. Las cargas formales de una estructura siempre suman la carga total de la especie, lo que te da una comprobación aritmética incorporada.

Cuando varias estructuras cumplen el recuento de electrones, prefiere aquella en la que las cargas formales estén lo más cerca posible de cero. Si debe quedar alguna carga formal, la mejor estructura coloca la carga formal negativa en el átomo más electronegativo y evita poner cargas del mismo signo en átomos vecinos enlazados.

La carga formal es contabilidad, no una carga medida. Como ignora la electronegatividad, un átomo con carga formal cero puede tener aun así una carga parcial considerable en la molécula real.

Ejemplo resuelto: fosgeno e ion cianato

Fosgeno, COCl₂. Recuento: el C aporta 4, el O aporta 6 y cada Cl aporta 7, así que el total es 4 + 6 + 2(7) = 24 electrones. El carbono es el átomo central. Tres enlaces sencillos de C a O y a cada Cl usan 6 electrones. Completar los octetos del O y de los dos átomos de Cl usa 3 × 6 = 18 más, es decir, 24 en total, de modo que no quedan electrones para el carbono. El carbono tiene solo 6 electrones a su alrededor, así que convierte un par libre en un segundo enlace. Mover un par libre del O da C=O; mover un par libre del Cl da C=Cl.

La carga formal decide entre ambas. Con C=O, el oxígeno tiene 4 electrones no enlazantes y 4 enlazantes: FC = 6 − 4 − 4/2 = 0. Cada Cl tiene 6 electrones no enlazantes y 2 enlazantes: FC = 7 − 6 − 1 = 0. El carbono tiene 8 electrones enlazantes: FC = 4 − 0 − 4 = 0. Con C=Cl en cambio, ese Cl pasa a ser 7 − 4 − 2 = +1 y el O con enlace sencillo pasa a ser 6 − 6 − 1 = −1. Se prefiere la estructura con todas las cargas en cero y el enlace doble C=O.

Ion cianato, OCN⁻. Recuento: 6 + 4 + 5 + 1 = 16 electrones, con el carbono en el centro. Tres disposiciones dan un octeto al carbono: O=C=N, O≡C–N y O–C≡N, cada una con pares libres que completan los octetos del O y del N. Para O=C=N, O = 6 − 4 − 2 = 0 y N = 5 − 4 − 2 = −1. Para O≡C–N, O = 6 − 2 − 3 = +1 y N = 5 − 6 − 1 = −2. Para O–C≡N, O = 6 − 6 − 1 = −1 y N = 5 − 2 − 3 = 0. El carbono es 0 en las tres, y cada conjunto suma −1, como debe ser.

La forma O≡C–N tiene las cargas mayores y pone carga positiva en el oxígeno, el átomo más electronegativo, por lo que es la que menos contribuye. La forma O–C≡N coloca la carga negativa en el oxígeno y es el contribuyente más importante, con O=C=N muy cerca. El ion real es una mezcla de estas estructuras, como explica la sección siguiente.

Resonancia cuando un solo dibujo no puede describir los enlaces

Algunas especies tienen dos o más estructuras de Lewis válidas que difieren solo en dónde se colocan los electrones, con todos los átomos en la misma posición. Son estructuras de resonancia, que se escriben con una flecha de doble punta (↔) entre ellas. La molécula real es una única estructura, el híbrido de resonancia, cuyos enlaces son un promedio de los contribuyentes. No oscila entre ellos.

El ion formiato, HCOO⁻, es un ejemplo claro. Recuento: 1 + 4 + 2(6) + 1 = 18 electrones. Con el H y los dos átomos de O enlazados al C y los octetos del oxígeno completos, se usan 18 electrones y el carbono tiene solo 6, así que un par libre de un oxígeno pasa a ser un enlace C=O. El O con doble enlace tiene FC = 6 − 4 − 2 = 0 y el O con enlace sencillo tiene FC = 6 − 6 − 1 = −1. Cualquiera de los dos oxígenos podría tener el doble enlace, así que hay dos estructuras equivalentes.

Como los dos contribuyentes son equivalentes, el híbrido tiene dos enlaces carbono–oxígeno idénticos, cada uno intermedio entre sencillo y doble, y cada oxígeno lleva en promedio la mitad de la carga negativa. Las longitudes de enlace medidas en los iones carboxilato concuerdan con esta imagen. Cuando los contribuyentes no son equivalentes, como en el cianato, el híbrido se parece sobre todo a las estructuras de menor carga formal.

Cuando la regla del octeto cede: recuentos impares, incompletos y expandidos

Tres tipos de especies no encajan en el patrón del octeto. Las moléculas con número impar de electrones, como el monóxido de nitrógeno, NO, con 5 + 6 = 11 electrones de valencia, no pueden dar un octeto a todos los átomos; un átomo debe llevar un electrón desapareado. Las especies de este tipo se llaman radicales y suelen ser reactivas.

Algunas moléculas tienen un octeto incompleto en el átomo central. En el trifluoruro de boro, BF₃ (24 electrones), la estructura con tres enlaces sencillos B–F deja al boro con 6 electrones, pero da a todos los átomos una carga formal de cero. Formar un doble enlace B=F completaría el octeto del boro solo a costa de dar al flúor una carga formal de +1 y al boro −1, así que la descripción habitual es la estructura con enlaces sencillos.

Los átomos del periodo 3 y siguientes pueden dibujarse con más de ocho electrones a su alrededor. En el PCl₅ (40 electrones), cinco enlaces dan al fósforo 10 electrones. En el ion triyoduro, I₃⁻ (3 × 7 + 1 = 22 electrones), el yodo central tiene dos enlaces y tres pares libres, y su carga formal es 7 − 6 − 2 = −1. Coloca los electrones sobrantes en el átomo central solo después de que todos los átomos terminales tengan su octeto.

Errores comunes en las estructuras de Lewis y cómo detectarlos

La mayoría de los errores son de conteo, así que el hábito más fiable es terminar cada estructura con dos comprobaciones: contar todos los electrones del dibujo (2 por enlace, 2 por par libre) y compararlos con tu total anotado, y sumar las cargas formales para confirmar que igualan la carga total.

Si tu total difiere del de un compañero o de la clave en el doble de la carga del ion, probablemente aplicaste la carga con el signo equivocado. Si el dibujo contiene un número de electrones distinto de tu total, busca enlaces contados como un electrón en lugar de dos, o electrones sobrantes que nunca se colocaron. Los errores concretos siguientes explican la mayoría de las estructuras incorrectas.

• Sumar electrones para un catión o restarlos para un anión. Carga negativa significa más electrones.
• Contar un enlace como un electrón. Cada línea representa un par compartido, es decir, 2 electrones.
• Dar dos enlaces al hidrógeno o convertirlo en átomo central. El hidrógeno admite solo 2 electrones.
• Colocar más de 8 electrones en C, N, O o F. Los recuentos expandidos solo son posibles a partir del periodo 3.
• Tratar la carga formal como la carga real de un átomo, o confundirla con el número de oxidación, que asigna todos los electrones enlazantes al átomo más electronegativo.
• Dibujar estructuras de resonancia moviendo átomos. Mover un átomo crea un compuesto distinto, no un contribuyente de resonancia.