Escuela Secundaria

Albert Einstein No. 15

Turno Vespertino

Materia: Química

Profesora: Olga Barragán Huerta

Alumno: Ricardo Álvarez Bárcenas

Grado y grupo: 3° B

Tema:
Las estructuras de Lewis y los diferentes Modelos
Atómicos
 INTRODUCCIÓN

La estructura de Lewis es una forma de representar los electrones en forma de

puntos alrededor un átomo. Es por ello, que también se puede encontrar la
denominación de «diagrama de puntos» o «estructura de puntos». Esta
representación también sirve para mostrar la situación de los electrones cuando
los elementos se enlazan entre sí.

Esta teoría se atribuye a G.N Lewis, I. Langmuir y W. Kossel, en donde se da

información sobre el enlace químico y la configuración que adquieren los
elementos, teniendo en cuenta que todos tienen el propósito de alcanzar la
configuración de los gases nobles.

De los tipos de enlace que se pueden dar, en la estructura de Lewis, se obtiene en

concreto sobre el enlace covalente.

Como el objetivo es alcanzar la configuración de gas noble, la estructura de Lewis

se basa en la «regla del octeto», en donde se establece qué elementos ganarán o
perderán electrones para alcanzar la configuración electrónica del gas noble más
cercano.
‘‘Los gases nobles están conformados por capas electrónicas externas
completas que los hacen estables. Del mismo modo que los gases nobles, otros
elementos también buscan la estabilidad, regulando su reactividad y el
comportamiento de su unión».

Aunque las estructuras de Lewis son útiles para describir el enlace químico, tienen
la limitación de no proporcionar información sobre la aromaticidad, del mismo
modo, que tampoco describen el comportamiento magnético con precisión.

ESTRUCTURA DE LEWIS
Gilbert Newton Lewis fue un fisicoquímico estadounidense, famoso por su
trabajo sobre la denominada "Estructura de Lewis" o "diagramas de punto".
También es recordado por idear el concepto de enlace covalente y por acuñar el
término fotón

En 1916 formuló el modelo del átomo cúbico, y la idea de que un enlace

covalente consiste en un par de electrones compartidos y creó el término molécula
impar cuando un electrón no es compartido. Sus ideas fueron desarrolladas por
Irving Langmuir y sirvieron de inspiración para los estudios de Linus Pauling.

Lewis sugirió que los pares de electrones en los enlaces atómicos tienen una
atracción especial, que dan lugar a una estructura tetraédrica, en donde la nueva
ubicación de los electrones está representada por los círculos punteados en el
centro de los bordes gruesos.

Definición de la estructura de Lewis

Una estructura de Lewis, es una representación estructural de una molécula donde
los puntos indican los electrones alrededor de los átomos y las líneas o pares de
puntos representan los enlaces covalentes entre los átomos que forman la
molécula. Con este diagrama, se pretende identificar los pares de electrones
solitarios en las moléculas para poder determinar los enlaces químicos que puedan
tener lugar.

Las estructuras de Lewis se emplean para determinar los enlaces covalentes de las
moléculas, así como los enlaces en los compuestos de coordinación. Esto se debe
a que los electrones son compartidos en un enlace covalente. En cambio, un
enlace iónico, es cuando un átomo dona o cede un electrón o varios, a otro átomo.

¿Cómo se construye la estructura de Lewis?

La estructura de Lewis está basada en la regla del octeto, en la cual, los átomos
comparten electrones y cada uno cuenta con 8 electrones en su capa externa.
Tomando como ejemplo el átomo de oxígeno se sabe que tiene 6 electrones en su
capa externa, de manera que en la estructura de Lewis, los 6 puntos se disponen
de manera que haya dos pares en solitario y dos electrones individuales, que se
suelen disponer uno al frente y del otro del elemento de O.

Puntos clave
 Los electrones de la capa de valencia son de suma importancia para el
enlace químico.
 En algunos casos los electrones se transfieren electrones de un átomo a
otro, lo que corresponde al enlace iónico.
 En los casos en los que se comparten los pares de electrones entre los
átomos, este sería un enlace covalente.
 Los electrones se transfieren o comparten de manera que los átomos
adquieren una configuración electrónica de gas noble, «regla del
octeto».

La representación de la estructura de Lewis para una molécula neutra, es decir, sin

carga, sigue los siguientes pasos:
 1. Determinar el número de electrones de valencia de cada átomo que la
molécula tiene. Al igual que para el dióxido de carbono, cada carbono
tiene 4 electrones de valencia. El oxígeno tiene 6 electrones de valencia.
2. Si una molécula tiene más de un tipo de átomo, el más metálico o menos
electronegativo va en el centro. Si no se recuerda la electronegatividad,
hay que tener en cuenta que la tendencia que sigue en la tabla periódica
es que la electronegatividad disminuye a medida que el elemento se
aleja del flúor.
3. Organizar los electrones, por lo que cada átomo contribuye con un
electrón para formar un enlace sencillo entre cada átomo.
4. Por último, es necesario contar los electrones alrededor de cada átomo.
Si cada uno tiene 8 o un octeto, entonces el octeto está completo. Si no
es así, se va al siguiente paso.
5. Si hay un átomo al que le faltan puntos, hay que volver a dibujar la
estructura para conformar pares de electrones determinados para
conseguir que el número en cada átomo sea igual a 8. Excepto para el
hidrógeno.

La estructura de Lewis es una forma de mostrar los electrones de la capa exterior

de un átomo. Esta representación consiste en colocar el símbolo del elemento de
la tabla periódica, y marcar a su alrededor puntos o asteriscos para indicar los
electrones externos que tienen.
 En 1916, el químico Gilbert Newton Lewis ideó este modelo para explicar cómo
los átomos podían formar los enlaces químicos a través de los electrones de
valencia.

Los electrones de un átomo que pueden compartirse o transferirse a otro átomo se

les conoce como electrones de valencia. Estos se encuentran en el último nivel de
energía o capa de valencia y son los encargados de formar los enlaces químicos.

Regla del octeto: ¿por qué es esencial para la

estructura de Lewis?
Un hecho interesante es que los gases nobles (excepto el Helio) tienen 8
electrones en su capa externa. Lewis reconoció que los gases nobles son muy
estables y no forman compuestos.

Basado en esto, Lewis formuló la regla del octeto. Esta regla dice que un átomo es
más estable cuando su configuración electrónica, es decir, la distribución de sus
electrones, se parece al del gas noble. Esto significa que cuando un átomo tiene 8
(octeto) electrones en su capa de valencia exterior está mejor consolidado.

Gracias a la regla del octeto, Lewis fue capaz de establecer que los átomos
reaccionan entre sí para formar las moléculas y de esta manera rodearse con ocho
electrones. Por ejemplo, el átomo de cloro tiene 7 electrones. Pero cuando dos
átomos de cloro se unen, cada uno puede tener 8 electrones en su capa externa,
como se muestra en la imagen:
Reglas de la estructura de Lewis para las moléculas
Una molécula es el resultado de la combinación de dos o más átomos que
comparten electrones entre sí. Para la representación de la estructura de Lewis de
una molécula se siguen las siguientes reglas:

Los átomos se muestran por sus símbolos químicos, por ejemplo, el cloro es Cl, el
hidrógeno es H.

Los enlaces covalentes se dibujan como líneas conectando los átomos

participantes. Por ejemplo, un enlace simple es una línea, un doble enlace son dos
líneas paralelas y un enlace triple son tres líneas paralelas.

Los electrones solitarios, es decir, los que no se comparten con otros átomos, se
marcan como puntos.

El hidrógeno llena su capa de valencia con solo dos electrones.

Por ejemplo, la estructura de Lewis del ácido clorhídrico HCl es:

Ejemplos de estructuras de Lewis de las moléculas

El agua H2O está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno:

El dióxido de carbono CO2 está formado por un átomo de carbono C y dos

átomos de oxígeno:

El nitrógeno molecular está formado por dos átomos de nitrógeno:

Diagramas de Lewis de los átomos más relevantes

1 electrón Hidrógeno Litio Sodio Potasio

Berilio Magnesio Calcio Plata

2 electrones

Boro Aluminio Galio Indio

3 electrones

Carbono Silicio Germanio Plomo

4 electrones

Nitrógeno Fósforo Arsénico Antimonio

5 electrones

Oxígeno Azufre Selenio Telurio

6 electrones

Flúor Cloro Bromo Yodo

7 electrones
 Los Modelos Atómicos

Se conoce como modelos atómicos a las distintas representaciones gráficas de

la estructura y funcionamiento de los átomos. Los modelos atómicos han sido
desarrollados a lo largo de la historia de la humanidad a partir de las ideas que en
cada época se manejaban respecto a la composición de la materia.

Los primeros modelos atómicos datan de la antigüedad clásica, cuando los

filósofos y naturalistas se aventuraron a pensar y a deducir la composición de las
cosas que existen, es decir, de la materia.

Desde Demócrito hasta la actualidad, han surgido varios modelos atómicos a lo

largo de los siglos. Gracias a ejercicios de razonamiento y experimentos
científicos, el átomo ha pasado de ser una simple esfera pequeña a algo mucho
más complejo.

Hoy en día se conoce que el átomo está compuesto por varias partes, pero ¿cómo
se ha llegado al modelo actual? Veamos a continuación cómo han evolucionado
los modelos atómicos con el paso del tiempo.
 Autor Año Descripción del átomo

Demócrito de Siglo V a.C. Una partícula indivisible, indestructible,

Abdera incompresible, eterna, invisible y
homogénea, que puede variar en tamaño
y forma.

John Dalton Entre 1803 y Una esfera compacta, sólida, diminuta,

1807 indestructible, indivisible y eterna.

Joseph John Entre 1897 y Una esfera compacta e indivisible de

Thomson 1904 carga positiva, con electrones
incrustados.

Jean Baptiste 1901 Modelo planetario con núcleo atómico,

Perrin rodeado de electrones como si fueran
planetas.

Gilbert Desarrollado en Estructura cúbica, con el núcleo atómico

Newton 1902, publicado en el centro y los electrones posicionados
Lewis en 1916 en los ocho vértices.

Hantaro Desarrollado en Modelo saturnino, con núcleo atómico de

Nagaoka 1903, publicado carga positiva y electrones dispuestos
en 1904 como los anillos de Saturno.

Ernest 1911 Núcleo atómico muy pequeño y denso

Rutherford formado por protones, y electrones
orbitando alrededor en trayectorias
distintas.
 Autor Año Descripción del átomo

Niels Bohr 1913 Los electrones orbitan alrededor del

núcleo en niveles energéticos diferentes,
según la cantidad de energía que
absorben o emiten.

Arnold 1916 Los electrones orbitan alrededor del

Sommerfeld núcleo en diferentes niveles energéticos,
describiendo trayectorias circulares o
elípticas.

Erwin 1926 Los electrones se comportan como

Schrödinger ondas, posicionados alrededor del núcleo
en orbitales.

James 1932 Núcleo del átomo formado por protones

Chadwick y neutrones, rodeados de electrones
posicionados en orbitales de diferente
energía.

Varios Actualidad Núcleo atómico compuesto de protones y

autores neutrones, rodeado de electrones
posicionados en orbitales de energía y
formas diferentes. El átomo tiene un
comportamiento ondulatorio.
 Descripción e historia de los modelos atómicos
1. Modelo atómico de Demócrito (siglo V a.C.)
Demócrito de Abdera fue un filósofo griego quien, bajo el mentoreo de Leucipo,
expandió las ideas de la teoría atómica del universo. El filósofo propuso la
existencia de una partícula muy pequeña e indivisible, denominado átomo. Llegó
a esta conclusión mediante ejercicios de razonamiento lógico, pues la filosofía era
una corriente popular en aquellos siglos. Demócrito atribuyó una serie de
características ligadas al átomo. Además de indivisibles, también
son indestructibles, incompresibles y eternas, permaneciendo igual a lo largo de
los años. También planteó que los átomos son invisibles y homogéneos, sin
presentar variaciones a lo largo del átomo. Asimismo, el filósofo concluyó que no
hay nada en el espacio entre átomos, sino que estos penden en el vacío. Por lo
tanto, el universo está compuesto por átomos y vacío. A raíz de esto, una
sustancia se diferencia de otra dependiendo de la agrupación de átomos y de la
forma o tamaño que tengan.
Pasarían más de dos milenos antes de que otra persona propusiera un modelo
similar, pero con una mirada más crítica.

2. Modelo atómico de Dalton (entre 1803 y 1807)

El científico británico John Dalton coincidía con la propuesta de Demócrito al
decir que los átomos son partículas diminutas, indestructibles e indivisibles.
Además, estas nunca cambian con el tiempo y son iguales entre sí cuando
hablamos de un mismo elemento.
Para John Dalton, los átomos son esferas compactas y sólidas. Asimismo, un
elemento se diferencia de otro por tener partículas de tamaño, masa y propiedades
químicas distintas.
Según este científico, los compuestos se forman por átomos de diferentes
elementos en proporciones fijas. No obstante, aclaraba que se combinan el menor
número posible de átomos de un solo elemento. A raíz de esto, llegó a
conclusiones erróneas, como que los gases son monoatómicos o que el agua se
formaba con un átomo de hidrógeno y oxígeno (HO, en vez de H2O).

3. Modelo atómico de Thomson (entre 1897 y 1904)

Joseph John Thomson, otro científico británico, descubrió en 1897 el
electrón como parte del átomo gracias a un experimento con rayos catódicos.
Observó que los rayos se desviaban, lo que le llevó a concluir que estaban
interactuando con una partícula cargada. Al cabo de unos años, elaboró y publicó
en 1904 un modelo atómico que fue apodado como Modelo del Pudín de Pasas.
Lo que Thomson propuso es que el átomo es una esfera compacta e indivisible
compuesta por dos tipos de partículas. Según él, los electrones, partículas
cargadas negativamente, están incrustados dentro de otra partícula más grande.
Esta segunda partícula contiene la mayoría de la masa del átomo, y posee una
carga positiva distribuida uniformemente.
Thomson recibió el Premio Nobel en 1906 por descubrir el electrón.

4. Modelo atómico de Perrin (1901)

Jean Baptiste Perrin fue un químico y físico francés que matizó el modelo atómico
presentado recientemente. Partiendo de la premisa y experimento de Thomson,
Perrin demostró que las cargas negativas son externas al núcleo atómico.

Gracias al descubrimiento, Perrin concluyó que el átomo estaba formado por un

núcleo de carga positiva, sin electrones incrustados en él. En su lugar, los
electrones se encuentran fuera del núcleo, orbitando como planetas alrededor de
sol.
Más adelante, Jean Baptiste Perrin recibiría el Premio Nobel de Física en 1926 en
su estudio sobre la sedimentación.

5. Modelo atómico de Lewis (desarrollado en 1902, publicado en 1916)

El químico estadounidense Gilbert Newton Lewis propuso un modelo único que
no tuvo tanta acogida. Se trata del Modelo del Átomo Cúbico, que consistía en lo
siguiente:
 La estructura del átomo tiene forma de cubo.
 El núcleo del átomo se encuentra en el centro del cubo.
 Los electrones se disponen alrededor del núcleo, posicionándose en uno de
los ocho vértices del cubo.
Llegó a esta propuesta sirviéndose de la regla de Abegg, que establece que la
diferencia entre el número máximo y mínimo de oxidación suele ser ocho.

Aunque el modelo fue desestimado poco después, fue útil para introducir el
concepto de valencia y su importancia en los enlaces químicos. La valencia
consiste en electrones situados en el último nivel de energía, capaces de
reaccionar o enlazarse con otros elementos.
Seguido de esto, Lewis introdujo la estructura de Lewis, el concepto del par de
electrones en los enlaces covalentes y la regla del octeto.

6. Modelo atómico de Nagaoka (desarrollado en 1903, publicado en

1904)
Hantaro Nagaoka fue un físico japonés que rechazó el modelo propuesto por
Thomson. La razón que dio es que una carga no puede contener a otra, afirmando
que las cargas eléctricas son impenetrables. Por lo tanto, los electrones no podían
estar incrustados en el núcleo del átomo de carga positiva. En su lugar, Nagaoka
propuso un átomo con una distribución similar a Saturno y sus anillos. Saturno
representa la carga positiva del átomo, mientras que los anillos son los electrones
que orbitan alrededor, separados del núcleo. Este modelo fue apodado como
Modelo Saturnino. Nagaoka explicó que los electrones giraban alrededor, atados
por fuerzas electrostáticas. Sin embargo, no tomó en cuenta el hecho de que los
electrones se repelen cuando están cerca entre ellos, por lo que este modelo se
desestimó.

7. Modelo atómico de Rutherford (1911)

Ernest Rutherford fue un físico neozelandés que contribuyó mucho en el estudio
de la radiación. En uno de sus experimentos, envió partículas alfa a gran
velocidad contra una lámina de oro. El físico se percató que algunas partículas se
desviaban e incluso rebotaban, describiendo una trayectoria de 90º o más.

Para que dicho fenómeno sucediese, Rutherford dedujo que el núcleo

atómico debía ser muy pequeño y denso. Asimismo, debía contener un tipo de
partícula cargada positivamente, el electrón positivo o protón.
Alrededor del núcleo atómico orbitan los electrones. A diferencia de Nagaoka,
Rutherford dijo que los electrones describen trayectorias aleatorias. Entre ellos y
los protones hay un espacio vacío.
Con este modelo, Rutherford afirmaba dos cosas. Por un lado, la masa del átomo
es aproximadamente igual a la masa de los electrones y protones. Por el otro, los
átomos estables tienen el mismo número de electrones y protones.

Ernest Rutherford recibió el Premio Nobel de Química en 1908 por sus estudios y
descubrimientos sobre las partículas radiactivas.
8. Modelo atómico de Bohr (1913)
Niels Bohr fue un físico danés que elaboró un modelo atómico basado en las
teorías de Rutherford. Durante un experimento, Bohr vio que la radiación emitida
por los átomos excitados de un gas describía espectros de radiación discontinuos.

Al observar los distintos espectros, Bohr entendió que los electrones se mueven en
órbitas con distintos niveles de energía. Es a partir de esta idea que surgen las
capas o niveles energéticos, siendo los electrones más alejados del núcleo los que
presentan mayor energía.
Profundizó en esta idea explicando que un electrón puede subir a un nivel
energético mayor al absorber fotones. Asimismo, si un electrón emite un fotón,
pierde energía y baja a un nivel energético menor. Con esto, Bohr explicaba los
espectros de emisión y absorción de radiación.

Este modelo propuesto por Niels Bohr fue un gran avance científico, sentando
parte de las bases de la mecánica cuántica actual. El problema con este modelo es
que no sirvió para explicar la estructura de otros átomos que no fueran el
hidrógeno, el cual contiene un solo electrón.

Niels Bohr recibió el Premio Nobel de Física en 1922 por sus trabajos sobre la
radiación y la estructura atómica.

9. Modelo atómico de Sommerfeld (1916)

Arnold Sommerfeld, un físico alemán, afinó el modelo de Bohr para representar
átomos con más de un electrón. Apoyándose en la teoría de la relatividad de
Albert Einstein, Sommerfeld propuso un modelo atómico relativista.

Según él, las órbitas de los electrones podían ser circulares o elípticas. Además,
expandió en la idea de los niveles energéticos, afirmando que también existen
los subniveles. Es decir, dos electrones podían estar en un mismo nivel energético,
pero distinto subnivel. Con esto, Sommerfeld se aproximaba al concepto de las
nubes electrónicas, sin entrar en ello.
Su propuesta sobre los subniveles energéticos y las trayectorias elípticas o
circulares era apto para átomos con varios electrones. No obstante, Sommerfeld
obviaba la interacción entre los electrones.
10. Modelo atómico de Schrödinger (1926)
Erwin Schrödinger fue un físico y filósofo austríaco que elaboró un modelo
atómico basado en el comportamiento onda-partícula, propuesto por Louis de
Broglie. Según Schrödinger, los electrones son ondulaciones u ondas de la
materia. A efectos prácticos, lo que sugirió es que no podemos definir la posición
exacta de un electrón, sino las posibles regiones en las que puede residir. Por lo
tanto, este modelo proponía un átomo con un núcleo atómico central, rodeado de
electrones dispuestos alrededor en regiones diferentes, llamados orbitales.

Erwin Schrödinger recibió el Premio Nobel de Física en 1933 por desarrollar la

ecuación de Schrödinger.

11. Modelo atómico de Chadwick (1932)

James Chadwick, un físico inglés, elaboró un experimento en el que bombardeó
una lámina delgada de berilio con partículas alfa. En dicho experimento,
Chadwick se dio cuenta que se emitía un tipo de partículas sin carga eléctrica, que
luego bautizaría como neutrón.
Gracias a este descubrimiento, James Chadwick propuso un modelo atómico que
consistía en lo siguiente:

 El átomo está formado por un núcleo central compuesto por protones y

neutrones.
 La mayor parte de la masa del átomo se encuentra en el mismo núcleo.
 Los electrones, con una masa muchísimo menor, se mueven alrededor del
núcleo en orbitales.
Recibió el Premio Nobel de Física en 1935 por el descubrimiento del neutrón.

Modelo actual
El modelo actual es el modelo atómico cuántico. Este modelo establece que el
átomo y sus partes tienen un comportamiento ondulatorio. A grandes rasgos, los
electrones residen alrededor del núcleo en orbitales o nubes electrónicas de
formas distintas, sin posición exacta definida y con niveles de energía diferentes.

Conclusión
El modelo atómico de Lewis, que integra naturalmente el enlace químico en la
concepción del átomo, permite integrar conceptos tales como: estructura atómica,
confi- guración electrónica y tabla periódica, entre sí y con algunas propiedades
macroscópicas de la materia.
La regla del octeto de Lewis es importante conocerla para representar la capacidad
de los átomos para rodearse por ocho electrones de valencia, mostrándose
los enlaces y como se comparten y ceden entre los elementos químicos en su
último nivel de energía, de forma tal que todos posean su octeto.
Los conocimientos sobre el enlace químico son importantes para la comprensión
de las propiedades físicas y químicas de las sustancias.
En química es muy importante conocer la composición de enlaces químicas que
hay dentro de las moléculas y conocer así de qué manera interactúan los
elementos entre sí en base a sus electrones. Qué es la estructura de Lewis y cómo
se construye nos ayudará a conocer cuántos electrones de valencia hay en un
elemento y cuál es su comportamiento.