Estructuras de Lewis

• Una estructura de Lewis muestra todos los electrones de valencia: los compartidos en pares enlazantes (líneas) y los no compartidos como pares solitarios (puntos).
• Regla del octeto: cada átomo (excepto H) tiende a rodearse de 8 electrones de valencia; el H se completa con 2.
• Los electrones de valencia totales se cuentan sumando por grupo y ajustando por la carga del ion.
• Si al átomo central le faltan electrones para el octeto, se forman enlaces múltiples desplazando pares solitarios de los átomos periféricos.
• La carga formal ($V - N - \tfrac{1}{2}E$) selecciona la mejor estructura: la que tiene cargas formales más próximas a cero.

1. Conta electrones de valencia totales: suma por grupo; en ions suma $1\,e^-$ por carga $-1$, resta $1\,e^-$ por carga $+1$.
2. Elige el átomo central: el menos electronegativo (nunca el H).
3. Conecta cada átomo periférico al central con un enlace simple.
4. Completa los octetos de los átomos periféricos con pares solitarios.
5. Coloca los electrones restantes sobre el átomo central; si le falta octeto, forma dobles o triples desplazando pares solitarios de los periféricos.
6. Comprueba: suma de electrones en la estructura = total del paso 1.

• $\text{CO}_2$: $4 + 2(6) = 16\,e^-$ · $\text{NH}_3$: $5 + 3(1) = 8\,e^-$ · $\text{H}_2\text{O}$: $6 + 2(1) = 8\,e^-$
• $\text{SO}_4^{2-}$: $6 + 4(6) + 2 = 32\,e^-$ · $\text{NH}_4^+$: $5 + 4(1) - 1 = 8\,e^-$ · $\text{NO}_3^-$: $5 + 3(6) + 1 = 24\,e^-$

• Octeto incompleto: $\text{BF}_3$ (B con 6 electrones, deficiente; acepta pares).
• Electrones impares (radical): $\text{NO}$ ($11\,e^-$) y $\text{NO}_2$ ($17\,e^-$), con un electrón desapareado.
• Octeto expandido: $\text{PCl}_5$ (P con 10 electrones) y $\text{SF}_6$ (S con 12); posible en elementos del período 3 en adelante.

$$\text{Carga formal} = V - N - \tfrac{1}{2}E$$

donde $V$ = electrones de valencia del átomo libre · $N$ = electrones no enlazantes · $E$ = electrones enlazantes.

• La mejor estructura es la que tiene cargas formales más cercanas a cero.
• En $\text{CO}_2$ ($\text{O}{=}\text{C}{=}\text{O}$): C → $4-0-4=0$ · cada O → $6-4-2=0$. Todas cero: estructura óptima.

Enunciado: Dibuja la estructura de Lewis del $\text{CO}_2$ y verifica el conteo de electrones.

• Electrones de valencia: $4 + 2(6) = 16\,e^-$.
• C es el átomo central (menos electronegativo). Con dos enlaces simples, el C solo tiene 4 electrones; faltan para el octeto.
• Desplazo un par solitario de cada O hacia el C: se forman dos enlaces dobles $\text{O}{=}\text{C}{=}\text{O}$.
• Cada O conserva 2 pares solitarios; el C tiene 8 electrones (dos dobles).
• Comprobación: 4 pares enlazantes ($8\,e^-$) + 4 pares solitarios ($8\,e^-$) $= 16\,e^-$ ✓.

• Error frecuente: confundir un par solitario con un enlace. Solo las líneas son enlaces; los puntos son pares no enlazantes.
• Error frecuente: no ajustar los electrones por la carga en iones. Para $\text{OH}^-$: $6+1+1 = 8\,e^-$ (la carga $-1$ añade uno).
• Siempre verifica al final: cuenta todos los electrones dibujados y compara con el total del paso 1.
• El H siempre forma un solo enlace y nunca es átomo central.
• Para el $\text{BF}_3$: el B deliberadamente queda con 6 electrones (excepción justificada); no fuerces un doble enlace B=F.