Página 60 - Libro de Química de Primero de Bachillerato

• Catión: se forma cuando un átomo pierde electrones ⇒ queda con más protones que electrones (carga +).
• Anión: se forma cuando un átomo gana electrones ⇒ queda con más electrones que protones (carga −).

Recuerda:
$$\text{Carga del ion}=\text{protones}-\text{electrones}$$
• Si el resultado es positivo ⇒ catión.
• Si el resultado es negativo ⇒ anión.

Observa en los esquemas cuántos electrones se pierden o ganan para asignar el signo correctamente.

Análisis del problema
Se presentan dos esquemas de configuración electrónica antes y después de la pérdida o ganancia de electrones. Debemos identificar el tipo de ion (positivo = catión o negativo = anión) y explicar la razón.

Resolución paso a paso

1. Esquema 1 – Na pierde 1 electrón.
   • Un átomo neutro de sodio ($$Na$$) posee 11 protones y 11 electrones.
   • Al perder 1 electrón queda con 11 protones y 10 electrones.
   • Hay un exceso de 1 carga positiva ($$+1$$).
   • Se forma el ion $$Na^{+}$$, un catión (ion positivo).
2. Esquema 2 – N gana 3 electrones.
   • Un átomo neutro de nitrógeno ($$N$$) posee 7 protones y 7 electrones.
   • Al ganar 3 electrones queda con 7 protones y 10 electrones.
   • Hay un exceso de 3 cargas negativas ($$-3$$).
   • Se forma el ion $$N^{3-}$$, un anión (ion negativo).

Conclusión
• El Na que pierde 1 e⁻ es un catión ($$Na^{+}$$).
• El N que gana 3 e⁻ es un anión ($$N^{3-}$$).
El signo de la carga se determina comparando el número de protones (cargas +) con el de electrones (cargas −).

• Consulta la configuración electrónica de cada elemento y observa cuántos electrones hay en el último nivel de energía.
• Coloca hasta 8 puntos alrededor del símbolo: primero 4 lados individuales (↑), luego comienza a parearlos (↓).
• El patrón de $$1\rightarrow8$$ electrones de valencia ayuda a inferir la reactividad y tipo de enlace (iónico o covalente).

Análisis del problema
Se pide dibujar la estructura de Lewis (puntos de valencia) para seis elementos.

Posible resolución (ejemplo con seis elementos comunes):

1. Hidrógeno (H) – 1 e⁻ de valencia
   [H·]
2. Berilio (Be) – 2 e⁻ de valencia
   [·Be·]
3. Carbono (C) – 4 e⁻ de valencia
   ··
   [ :C: ]
   ··
4. Oxígeno (O) – 6 e⁻ de valencia
   .. :
   [ :O: ]
   ..
5. Flúor (F) – 7 e⁻ de valencia
   .. :·
   [ :F: ]
   ..
6. Neón (Ne) – 8 e⁻ de valencia (gas noble)
   .. : ..
   [ :Ne: ]
   .. :

Conclusión
Se mostraron seis ejemplos de estructuras de Lewis que indican los electrones de la última capa, esenciales para predecir la manera en que los átomos se enlazan.

Repasa:
• Electrones de valencia: responsables de los enlaces químicos.
• Átomos con $$1\text{–}3$$ e⁻ de valencia suelen ceder; con $$5\text{–}7$$ suelen aceptar o compartir.
• Puntos sin pareja = sitios de enlace.
• Par de electrones compartidos = enlace covalente; transferencia total = enlace iónico.

Análisis del problema
La pregunta se refiere al modelo de estructuras de Lewis dibujado en el ejercicio anterior.

Explicación

• Las estructuras de Lewis muestran la cantidad y disposición de electrones de valencia.
• Esa información permite predecir:
  • Número de enlaces que un átomo puede formar (los electrones desapareados suelen convertirse en enlaces covalentes).
  • Tipo de enlace: si un átomo tiende a perder/ganar electrones (enlace iónico) o a compartirlos (enlace covalente).
  • Polaridad: la distribución de pares de electrones ayuda a inferir la forma y polaridad de la molécula.
• Facilita la comprensión de la regla del octeto, ya que muestra de forma visual cuándo los átomos alcanzan 8 e⁻ en su capa externa.

Conclusión
El modelo revela el comportamiento de los electrones de valencia, permitiendo anticipar cómo y con cuántos enlaces químicos se unirán los átomos para lograr configuraciones estables.

• Observa tus estructuras de Lewis: cuando veas 4 pares de puntos alrededor de un átomo (excluyendo H), ese átomo cumple el octeto.
• Excepciones frecuentes: H (dueto), Be (tetra), B (seis electrones) y elementos del 3er periodo en adelante que pueden superar el octeto.
• Recuerda que el octeto se puede lograr por:
1. Pérdida de e⁻ → catión.
2. Ganancia de e⁻ → anión.
3. Compartir e⁻ → enlace covalente.

Análisis del problema
Se solicita definir la regla del octeto dentro del contexto del modelo de Lewis.

Explicación

La regla del octeto establece que los átomos de los elementos representativos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta completar $$8$$ electrones en su capa de valencia, adquiriendo así la estabilidad electrónica de un gas noble. En las estructuras de Lewis esto se observa cuando cada átomo (excepto hidrógeno y helio) queda rodeado por ocho puntos (electrones): cuatro pares que pueden ser:
• Pares enlazantes (compartidos entre átomos).
• Pares libres (no compartidos).

Conclusión
La regla del octeto indica la tendencia de los átomos a configurar ocho electrones en su última capa, meta que se visualiza directamente en las estructuras de Lewis mediante la disposición de puntos alrededor del símbolo químico.