Estructuras de Lewis, manual rápido de como crearlas.

  Como se adelantó en Enlace Químico y en Ácido-Base, Lewis determinó una forma para poder representar enlaces covalentes, basándose en los electrones de valencia de cada átomo.

  Aquí se verán alrededor de 5 pasos sencillos para lograr una representación de Lewis de manera correcta:   

1.  Contar los electrones de valencia de todos los átomos involucrados. Este número es el total de electrones a representar.

2. Dibujar el átomo central (o los átomos centrales) con sus electrones de valencia alrededor (representados por x o puntos).

3. Dibujar el resto de los átomos alrededor del átomo central, haciendo coincidir un electrón de valencia de este último (del átomo central) con un electrón de valencia del átomo secundario.

4. Contar el número de electrones alrededor de cada átomo. Los átomos H, Li y Be deben estar rodeados por dos electrones (correspondientes a los electrones del enlace) y los demás elementos deben estar rodeados por ocho electrones. Si se cumple el primer caso, entonces se dice que se cumple con la regla del dueto, y si se cumple el segundo caso, se dice que se cumple con la regla del octeto.* Si no se cumplen estas reglas, lea el 5to paso.

5. Si no se cumplen las reglas anteriores (paso 4) entonces tiene que hacerlas calzar. Si le sobran electrones, rompa algunos enlaces y si le faltan forme nuevos enlaces hasta que se cumplan las reglas.

  Para ilustrar esto de buena manera, se colocarán dos ejemplos en donde, en el primero, se llega hasta el paso 4 y en el otro se llega al paso 5.

  Ejemplo 1: Amoniaco

Anexo 1, Imagen 1: Paso 1

Anexo 1, Imagen 2: Paso 2

Anexo 1, Imagen 3: Paso 3

Anexo 1, Imagen 4: Paso 4

  Ejemplo 2: Ácido nitroso

Anexo 1, Imagen 5: Paso 1

Anexo 1, Imagen 6: Paso 2

Anexo 1, Imagen 7: a) Paso 3 para los oxígenos; b) Paso 3 para el H.

(a)(b)

Anexo 1, Imagen 8: Paso 4

Anexo 1, Imagen 9: Paso 5 a) dibujo final; b) conteo de electrones final.

(a)

(b)

  Para tener en consideración, todos los ácidos ternarios (como el ácido sulfúrico, ácido cloroso o ácido fosfórico, entre otros) se realizan de la misma manera que el ácido nitroso.

Configuración Electrónica   Como se dijo con anterioridad, la actual tabla periódica (mostrada en la Imágen 10) está ordenada según la configuración electrónica, pero, ¿qué es la configuración electrónica? La configuración electrónica (o C.E) indica la posición de cada electrón dentro de la envoltura nuclear, indicando en el nivel energético en el que éste se encuentra y en que orbital. Cada electrón puede ser identificado específicamente gracias a sus cuatro números cuánticos, los cuales son:

1. Número Cuántico principal  (n): Corresponde al nivel energético en donde se encuentra el electrón. Va desde 1 hacia arriba (1, 2, 3...)

2. Número Cuántico secundario o azimutal  (l): Corresponde al orbital en donde se encuentra el electrón. Se representa por s (0), p (1), d (2) y f (3).

3. Número Cuántico Magnético  (m): Indica la orientación del orbital donde se encuentra el electrón. Va desde -l hasta l (incluyendo el 0).

4. Número Cuántico de Spin o Giro  (s): Este número cuántico se define tradicionalmente como el giro que posee el electrón. Dos electrones con el mismo giro no pueden tener un mismo m (solo se permiten dos electrones por m y deben tener spines (giros) opuestos). Se identifican tradicionalmente como -1/2 y +1/2 o -1 y +1, en esta página web se utilizará la primera identificación (-1/2 y +1/2).

  Ahora para poder seguir avanzando en la configuración electrónica debemos conocer primero unos ciertos principios que nos ayudarán a comprender mejor como se desarrolla este tema. Dichos principios son:

Principio de Aufbau o de la menor energía : Este principio nos indica que todos los electrones partirán "llenando" los orbitales de menor energía posible. Si el de menor energía esta lleno, seguirán con el que le sigue en energía y así sucesivamente.

Principio de Hund o de la máxima multiplicidad : Este principio nos dice que en caso de que existan orbitales atómicos con la misma energía, los electrones se distribuirán equitativamente en cada uno y cuando todos tengan un electrón se empezaran a llenar con los que les falten. Por ejemplo, si se tiene tres orbitales con la misma energía (denominados orbitales degenerados), los electrones entrarán de tal manera que los primeros tres electrones entrarán uno en cada orbital, todos con el mismo spin. Cuando esto ocurre se dice que el orbital (los orbitales en este caso) se encuentrasemi-lleno. Posteriormente, se completaran los orbitales con los electrones que hagan falta para este efecto. Esto se comprenderá de mejor manera más adelante, cuando se hagan algunos ejemplos.

Principio de exclusión de Pauli : Este principio nos dice que cada electrón posee una combinación única de 4 números cuánticos que lo personaliza. No es posible que existan dos electrones con los 4 números cuánticos iguales. Esto quiere decir, que sólamente pueden existir dos electrones por orbital, ya que existen dos espines (+1/2 y -1/2).

  Si se fijan arriba hablé de los orbitales degenerados o con energías iguales, pero, ¿de dónde salen?, ¿cómo se sabe cuántos orbitales degenerados existen y quién los determina? Bueno la respuesta a estas preguntas las da el número cuántico magnético, ya que él es el encargado de indicarnos la orientación espacial de los orbitales. Ahora les colocaré un ejemplo para que quede

mucho más claro todo esto que hasta aquí suena algo enredado.

  Por ejemplo, vamos a analizar los 6 electrones del átomo de carbono (C) (Imágen 9):

Imágen 9: Análisis de los 6 electrones del carbono en relación a sus números cuánticos.

  Como se puede ver en la imágen de arriba, cada electrón esta individualmente identificado por ciertos números cuánticos, y no existen dos electrones que se repitan los mismos cuatros números (principio de exclusión), también se puede ver que los electrones 5 y 6 se encuentran en orbitales degenerados, debido a que la orientación de los orbitales es distinta (máxima multiplicidad). Segun la tabla el primer electrón entró en el de menor energía, el segundo, lo llenó (Principio de Pauling) y el tercero se situó en el que le seguí en energía (Principio de Aufbau). Los niveles de energía de los orbitales, y los orbitales existentes en cada nivel energético se muestran en la Imágen 11. 

  Si uno se da cuenta, la tabla de arriba es algo engorrosa cuando un átomo tenga más electrones, por lo que se necesita un método más simplificado para escribir exactamente lo mismo, es ahí donde se crea la configuración electrónica, la que para el ejemplo que hemos puesto, sería como sigue:

1s2 2s2 2px1 py

1 pz0

  Nótese que, a pesar de que en el último orbital degenerado no existen electrones, de igual manera se anota. Es importante recalcar que las lestras x, y, z que figuran abajo de los orbitales p son pura convención, para poder tener una notación más clara y que el orden de llenado (primero

x, luego y, para finalizar en z) también es por convención, debido a que, como los tres orbitales poseen la misma energía da lo mismo si un electrón entra en x, y o z.

Imágen 10: Tabla periódica actual (obtenida desde http://www.mcgraw-hill.es)

Imágen 11: Niveles energéticos de los orbitales atómicos según un diagrama de Moeller. La cola de la flecha indica cual se llena primero, mientras que la punta indica cual se llena al último. Se empieza desde abajo hacia arriba (obtenida desde http://www.xtec.es).

Electronegatividad y Electroafinidad

  Dos de las propiedades que causan confusión, por el nombre similar y porque significan cosas similares también, son la electronegatividad y laelectroafinidad. Para evitar esto, aqui se analizarán estas propiedades que son muy importantes para la Química (sobre todo la electronegatividad).

Electronegatividad : Es una de las propiedades más importantes para la química, ya que es esta propiedad la que explica el tipo de enlace químico en un compuesto y las propiedades de reacción de éstos. La electronegatividad se puede definir como capacidad que tiene un elemento para atraer electrones o densidad electrónica cuando forma un enlace. El concepto de densidad electrónica hace referencia a la nube electrónica que abarca a todo el compuesto (se verá en la sección correspondiete a enlace químico). Esta propiedad obtiene valores arbitrarios, siendo los mas famosos los de Pauling, el cual tomó al Flúor (el elemento más electronegativo) como referencia (otorgándole un valor de 4.0). La electronegatividad aumenta a medida que se avanza en un periodo y que disminuye a medida que se baja en un grupo, tal y como se ve en la Imágen 23. 

Imágen 23: Direcciones de crecimiento de la electronegatividad en la Tabla Periódica.

Electroafinidad : También llamada afinidad electrónica, corresponde a la energía que libera un elemento cuando capta un electrón desde el infinito. Está definición hace referencia a la capacidad que tiene un elemento para poder captar electrones, por ende, los metales serán los que tengan tengan una electroafinidad menor, los cuales se ubican a la izquierda de la tabla periódica, por lo tanto esta propiedad aumenta a medida que se avanza en el peridodo y disminuye a medida que se baja en el grupo (Imágen 24).

Imágen 24: Direcciones hacia donde aumenta la afinidad electrónica.

  Como se puede apreciar, ambas propiedades tienen varias similitudes, pero se debe tener en cuenta sus diferencias, ya que es muy sencillo equivocarse. En la próxima sección, terminaremos este capítulo hablando de las propiedades antagónicas a estas, la electropositividad y la energía de ionización.