Herramienta de química gratis
Generador de estructuras de Lewis con cargas formales
Escribe una fórmula como CO2, NH3 o SO4 2- y este generador de estructuras de Lewis cuenta los electrones de valencia, elige el átomo central, dibuja los enlaces y los pares solitarios, e indica la carga formal de cada átomo junto con la geometría electrónica VSEPR, la geometría molecular y el ángulo de enlace.
Write the charge after a space: SO4 2-. A bare + or - means a single charge, so NH4+ works.
- Valence electrons
- 16
- Central atom
- C (Carbon)
- Electrons on centre
- 8
- Electron domains
- 2
- Electron geometry
- Linear
- Molecular shape
- Linear
- Bond angle
- 180°
- Overall charge
- Neutral
| Atom | Bond | Lone pairs | Formal charge |
|---|---|---|---|
| C (central) | — | 0 | 0 |
| O | Double | 2 | 0 |
| O | Double | 2 | 0 |
Cómo hacer una estructura de Lewis
Una estructura de Lewis representa todos los electrones de valencia de una molécula y muestra cuáles se comparten en enlaces y cuáles quedan como pares solitarios. El procedimiento es mecánico una vez que conoces los pasos, y la herramienta de arriba sigue exactamente estos.
- Cuenta los electrones de valencia. Suma los electrones de valencia de cada átomo según su grupo; después añade un electrón por cada carga negativa y resta uno por cada carga positiva. CO2 da 4 + 6 + 6 = 16; SO4 2- da 6 + 24 + 2 = 32.
- Elige el átomo central. Es el átomo menos electronegativo que no sea hidrógeno. El hidrógeno solo forma un enlace, así que siempre es terminal.
- Une cada átomo terminal al átomo central con un enlace simple, que usa dos electrones.
- Completa los octetos de los átomos terminales; al hidrógeno le basta un dueto de dos electrones en lugar de ocho.
- Coloca los electrones que sobren en el átomo central como pares solitarios.
- Si al átomo central aún le falta para completar el octeto, convierte un par solitario de un átomo terminal en un segundo o tercer enlace (enlace doble o triple).
- Comprueba las cargas formales y confirma que suman la carga total de la especie.
La carga formal y por qué decide la estructura
La carga formal es la contabilidad que te dice cuál de las posibles estructuras es la que debes dibujar. Se calcula como los electrones de valencia menos los electrones de pares solitarios menos el número de enlaces.
- Carga formal = electrones de valencia − (electrones de pares solitarios) − (número de enlaces). Para el oxígeno de un enlace doble C=O: 6 − 4 − 2 = 0.
- La mejor estructura es la que tiene las cargas formales más cercanas a cero, con cualquier carga formal negativa sobre el átomo más electronegativo.
- Por eso el CO2 se dibuja con dos enlaces dobles. Con dos enlaces simples, el carbono tiene +2 y cada oxígeno −1; con dos enlaces dobles, todos los átomos son neutros.
- También es la razón por la que en el BF3 el boro se queda deficiente en electrones, con seis. Formar un enlace doble B=F completaría el octeto del boro, pero pondría +1 en el flúor, el elemento más electronegativo de todos, lo que es peor que dejar al boro sin completar.
- Las cargas formales deben sumar la carga total de la especie: cero para una molécula neutra, −2 para el ion sulfato.
Cuándo no se cumple la regla del octeto
La regla del octeto es una pauta sólida para los elementos del periodo 2 y más débil para los de periodos inferiores. En clase aparecen continuamente tres tipos de excepciones.
- Átomos centrales deficientes en electrones. El berilio es estable con cuatro electrones y el boro con seis. BF3 y BeCl2 son los ejemplos típicos, y forzar el octeto en ellos da una estructura peor.
- Octetos expandidos. Del periodo 3 en adelante, un átomo puede albergar más de ocho electrones, porque los orbitales d son energéticamente accesibles. El PCl5 tiene diez electrones en el fósforo, el SF6 doce en el azufre y el XeF4 doce en el xenón.
- Especies con número impar de electrones. Radicales como NO y NO2 tienen un total impar, así que un electrón queda necesariamente desapareado y ninguna disposición cumple todos los octetos.
- Una comprobación útil: si tu átomo central está en el periodo 2, nunca puede superar los ocho electrones. Un nitrógeno con cuatro enlaces tiene una carga formal positiva, como en el ion amonio, en lugar de un octeto expandido.
De la estructura de Lewis a la geometría molecular
Una vez dibujada la estructura, la teoría VSEPR (TRPECV en español) la convierte en una forma tridimensional. Los dominios electrónicos se repelen entre sí y se colocan lo más lejos posible unos de otros, y un par solitario ocupa más espacio que un par enlazante.
- Cuenta los dominios electrónicos del átomo central: cada enlace cuenta una vez, sea simple, doble o triple, y cada par solitario cuenta una vez.
- Dos dominios dan una geometría lineal a 180°; tres, trigonal plana a 120°; cuatro, tetraédrica a 109.5°; cinco, bipiramidal trigonal; seis, octaédrica.
- La geometría molecular es lo que ves si haces invisibles los pares solitarios. Cuatro dominios con un par solitario dan una geometría piramidal trigonal, como en el NH3; con dos pares solitarios es angular, como en el H2O.
- Los pares solitarios comprimen los ángulos de enlace restantes: los 109.5° del metano pasan a unos 107° en el amoníaco y a unos 104.5° en el agua, porque cada par solitario adicional empuja con más fuerza.
- La herramienta indica por separado la geometría electrónica y la geometría molecular, porque confundirlas es el error más común con VSEPR.
Preguntas frecuentes
¿Este generador de estructuras de Lewis es gratis?
Sí. Funciona por completo en tu navegador, no necesita cuenta y exporta PNG y SVG sin marca de agua. Nada de lo que escribes se sube a un servidor.
¿Cómo introduzco un ion?
Escribe la carga después de un espacio, como en "SO4 2-" o "NO3 -". Un signo más o menos solo, sin espacio, indica una carga unitaria, así que "NH4+" y "OH-" funcionan. Escribir "SO42-" sin espacio es ambiguo, porque el 2 podría ser un subíndice, así que la herramienta lo interpreta como fórmula y no como carga.
¿Cómo elige el átomo central?
El átomo menos electronegativo que no sea hidrógeno. El hidrógeno forma un solo enlace, así que siempre es terminal. Para la mayoría de las fórmulas, esto reproduce la elección habitual: carbono en CO2, azufre en SO4 2-, nitrógeno en NH3.
¿Por qué el BF3 no tiene un enlace doble?
Porque completar el octeto del boro cuesta más de lo que aporta. Un enlace B=F deja al flúor con una carga formal de +1, y el flúor es el elemento más electronegativo, así que esa estructura es peor que dejar al boro con seis electrones. La herramienta aplica esta prueba de la carga formal en lugar de forzar el octeto a ciegas.
¿Qué elementos admite?
Elementos representativos (de los grupos principales) hasta el periodo 5, que cubren los que aparecen en química general: H, de Li a Ne, de Na a Ar, K, Ca, de Ga a Kr, además de I y Xe. Los metales de transición quedan fuera, porque una estructura de Lewis simple no describe bien su enlace.
¿Muestra estructuras de resonancia?
No. Dibuja una única estructura válida. Especies como el ozono, el ion nitrato y el ion carbonato tienen varias formas resonantes equivalentes, y la molécula real es un híbrido de ellas. Cuando la herramienta reparte los enlaces de forma desigual, como en el SO2, la otra forma resonante es su imagen especular.
¿Qué diferencia hay entre la geometría electrónica y la geometría molecular?
La geometría electrónica tiene en cuenta todos los dominios alrededor del átomo central, tanto enlaces como pares solitarios. La geometría molecular describe solo las posiciones de los átomos, sin tener en cuenta los pares solitarios. El agua tiene una geometría electrónica tetraédrica pero una geometría molecular angular, porque dos de sus cuatro dominios son pares solitarios.
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Explora las herramientas de químicaÚltima revisión: 20 de septiembre de 2026. Fuentes: OpenStax Chemistry 2e (en inglés): Lewis Symbols and Structures; OpenStax Chemistry 2e (en inglés): Molecular Structure and Polarity (VSEPR).