1. Elegir el átomo central, que será generalmente el menos electronegativo, exceptuando el H (y
generalmente el F) que siempre son terminales porque solo pueden formar un enlace. En los
compuestos orgánicos siempre es el C (excepto en los éteres).
2. Alrededor del átomo central se sitúan los demás (ligandos) de la forma más simétrica posible. En los
oxácidos, generalmente el H se une al O. (En CO y NO, C y N son centrales)
3. Calcular el número total de electrones de valencia de todos los átomos, añadiendo la carga neta si la
hay (ejemplos: si la carga neta es -2, añadir dos electrones; si la carga neta es +1, restar un electrón).
Tendremos así el número total de electrones para asignar a enlaces y átomos.
4. Dibujar un enlace entre cada par de átomos conectados, asignando a cada enlace un par de electrones
que se irán restando del total.
5. Comenzando por los ligandos y terminando en el átomo central, asignar los electrones restantes, en
forma de pares, a cada átomo hasta cerrar capa. El H cierra con 2. En general los átomos centrales del
2º período cierran con 8 electrones, excepto Be con 4 y B con 6. Si hay algún electrón desapareado
éste se representa por un solo punto, que se situará lógicamente en el átomo central (en este caso la
molécula tiene momento magnético y es paramagnética).
6. Calcular la carga formal de cada átomo comenzando por el central. La carga formal es la carga
hipotética que tiene cada átomo en la estructura de Lewis y se obtiene por diferencia entre los
electrones de valencia del átomo libre y los asignados en la estructura a dicho átomo, es decir:
qf = nº e- valencia – (nº e- no enlazantes + ½ nº e- enlaces)
o de una forma aún más simple:
qf = nº e- valencia – (nº e- no enlazantes + nº enlaces)
Las cargas formales se indican mediante un signo y número encerrado en un círculo sobre el átomo. No
se indican las cargas formales nulas.
La carga formal neta debe coincidir con la carga de la molécula.
7. Si la carga formal del átomo central es igual a la carga neta de la molécula o si es negativa, entonces la
estructura es correcta y se termina aquí el proceso.
8. En caso contrario, modificar la estructura formando un doble enlace entorno al átomo central
desplazando un par no enlazante del ligando negativo al átomo central, lo que cancela un par de cargas
formales, una negativa y otra positiva.
Repetir este proceso hasta:
a) Si el átomo central es del 2º período: éste cierre capa (o si el número de electrones es impar,
cierre con un electrón de menos).
Es el caso del O3, CO, NO, HCOOH, NO3
- y C2H2. Aunque se pudieran formar más dobles
enlaces en algunos casos, no es posible porque el átomo central ya cierra capa. En el NO, el N
cierra con siete electrones.
b) Si el átomo central es del 3º o más períodos: éste tenga carga formal nula o se hayan formado
dos dobles enlaces (se rodean de más de ocho electrones por tener orbitales d disponibles).
9. Se prefiere la estructura sin cargas o con la mínima carga formal, o con el menor número de átomos con
carga formal. Las estructuras con cargas formales del mismo signo en átomos adyacentes son poco
probables. Si debe tener carga formal, se prefiere que la carga negativa se sitúe en el átomo más
electronegativo.
Si se aplican bien todas las reglas enunciadas, generalmente se llega a la estructura correcta. Así, para
el cloruro de carbonilo, COCl2, podemos formular algunas de las posibles estructuras, pero solo la
primera, a la que se llega aplicando las reglas, es la correcta, mientras que las demás son incorrectas,
tanto porque no se llega a ellas aplicando las reglas como por lo dicho en este punto noveno:
10. Aparece el fenómeno de resonancia cuando se pueden escribir estructuras de Lewis equivalentes para
una molécula, es decir, cuando el desplazamiento del par no enlazante para formar un doble enlace del
paso 8 se puede realizar desde dos o más ligandos idénticos. Cada una de esas estructuras es una
forma resonante, que se separan entre ellas mediante una flecha doble, siendo la estructura real de la
molécula una mezcla de todas ellas, un híbrido de resonancia. De esta forma se obtienen dobles
enlaces deslocalizados y órdenes de enlace (fraccionarios) iguales entre cada par de átomos idénticos,
en concordancia con los datos experimentales. Cuántas más formas resonantes presente una molécula,
menor será la energía de la misma.
En los ejemplos propuestos anteriormente se presenta resonancia en el ozono y en el ion nitrato. En el
ozono, en el que hay dos formas resonantes idénticas, el doble enlace deslocalizado se reparte entre
dos uniones, por lo que su contribución al orden de cada enlace es ½, siendo el orden de enlace
entonces de 1 ½. En el ion nitrato, con tres formas resonantes idénticas, el doble enlace deslocalizado
se reparte entre tres uniones, por lo que el orden de enlace final queda en 1 1/3.
