Las Estructuras de Lewis son aquellas que permiten explicar cómo están unidos los átomos que integran un determinado compuesto. Para entender estas estructuras debemos partir de las siguientes premisas.
Cuando los átomos se unen para formar un compuesto solo participan los electrones de valencia de cada átomo, es decir, los del último nivel electrónico. Y son los únicos que aparecen en las estructuras de Lewis.
Cada átomo al unirse con otro u otros, formando un compuesto termina completando su último nivel con 8 electrones. A esto se le denomina Teoría del octeto.
Con algunos ejemplos se aclararán estos puntos.
Veremos el caso del Cloruro de Sodio. El Sodio tiene en total 11 electrones. Pero en su último nivel posee solo uno. Así que en la estructura de Lewis aparecerá un solo electrón para el Na. Con respecto al cloro, este tiene en total 17 electrones, pero por el mismo motivo solo aparecerán 7 electrones ya que en su último nivel tiene 7 electrones. Para cumplir con la regla del octeto el cloro recibe el electrón del sodio, llegando el cloro a ocho electrones completando su octeto. El sodio al dar el único electrón de valencia, también quedará con 8 electrones, pero completando su segundo nivel, ya no tendrá un tercer nivel. Por esto, es que al no ver ningún electrón en la estructura de Lewis del sodio, no significa que no cumpla con el octeto. Su último nivel será ahora el segundo nivel y completo con 8 electrones. Pero no aparecerá en la estructura de Lewis. Esto pasa con los metales. Los metales dan electrones a los no metales.
Es común usar la notación punto y cruz para diferenciar los electrones de un átomo y los del otro. En este caso también se ven las cargas negativa y positiva. El que recibe electrón recibe una carga negativa por cada electrón y el que lo pierde se queda con una positiva por cada electrón perdido. Esto sucede en las uniones iónicas. En las uniones covalentes los electrones se comparten. No es el objetivo hablar de estos tipos de uniones en este artículo. Pero te dejaré al final unos enlaces.
Otro ejemplo. El Amoníaco (NH3)
Aquí tenemos al Nitrógeno que tiene Número atómico = 7. o sea, 7 electrones en total. 2 en el primer nivel y los otros 5 en el segundo nivel. Por lo tanto, en nuestra estructura de Lewis aparecerán solo 5 electrones. Y cada hidrógeno tiene un solo electrón, así que veremos un electrón por hidrógeno. El hidrógeno jamás llegará a ocho electrones. Ya que al tener un electrón más completará el primer nivel que como sabemos, se completa con 2 electrones. Por esto debemos aclarar que no todos los átomos llegan al octeto. Hay varias excepciones. En la imagen vemos que el N tiene 5 electrones y al recibir uno de cada H llega perfectamente a 8 (octeto). Y cada H recibe uno del N llegando cada H a dos electrones. En este compuesto (NH3) los electrones se comparten. Estamos frente a una unión de carácter covalente (No metal con No metal). Nadie pierde o gana electrones, y por este motivo tampoco aparecen cargas positivas ni negativas como en el ejemplo anterior.
Para finalizar veremos un ejemplo que no cumple con el Octeto de Lewis. El Cloruro de Berilio. BeCl2.
El Berilio posee en total 4 electrones. 2 en el Nivel 1 y los otros 2 en el segundo nivel. Por lo tanto, En la estructura de Lewis dibujaremos 2 e-. Y el Cloro sabemos que posee 7 e- en su último nivel. A pesar de que tenemos un metal (Be) y No metal (Cl). Este enlace es covalente y no iónico. Ya que su diferencia de electronegatividad no llega a ser 1,7 como para considerarlo Iónico. Y como vemos en la imagen. El Be llega a 4 e- y no a 8, ya que sumamos los 2 que ya tiene y 2 más que le aportan cada átomo de cloro.
