¿Cómo dibujar las estructuras de puntos de Lewis?
Dibujar las estructuras de puntos de Lewis (a las que también se les conoce como estructuras o diagramas de Lewis) puede ser confuso, sobre todo para los estudiantes que apenas incursionan en la química. Sin embargo, estas estructuras ayudan a comprender las configuraciones de los electrones de enlace y de valencia de los diferentes átomos y moléculas. La complejidad de los diagramas dependerá de si dibujas una estructura de Lewis para una molécula diatómica (dos átomos) covalente, para una molécula covalente más grande o para moléculas con enlaces iónicos.
Método 1: Dibujar estructuras diatómicas covalentes

1. Escribe el símbolo de cada átomo.
Coloca los dos símbolos uno junto al otro. Estos símbolos representan los átomos que están involucrados en el enlace covalente. Debes dejar espacio suficiente entre cada átomo para poder dibujar los enlaces y los electrones.
Por lo general, los enlaces covalentes se forman entre dos elementos no metales.

2. Determina qué grado de enlace tienen los dos átomos.
Los enlaces que unen a los átomos pueden ser simples, dobles o triples, lo cual suele determinarse por el deseo de cada átomo de llenar la capa de valencia con ocho electrones (o con dos en el caso del hidrógeno). Para saber cuántos electrones tendrá cada átomo, debes multiplicar el grado del enlace por dos (ya que cada enlace involucra a dos electrones) y luego sumar la cantidad de electrones que no se compartan.

3. Añade los enlaces al dibujo.
Cada enlace se representa mediante una línea entre los dos átomos. Si el enlace es simple, tan solo debes dibujar una línea del primer al segundo átomo. Si el enlace es doble o triple, debes dibujar dos o tres líneas, respectivamente.
Por ejemplo, en el gas nitrógeno (N2), los dos átomos de nitrógeno están unidos mediante un enlace triple. Por tanto, para denotar el enlace en un diagrama de Lewis, dibujas tres líneas paralelas que unan a ambos átomos de N.

4. Dibuja los electrones no enlazantes.
En algunos casos, es posible que los electrones de valencia de uno o ambos átomos no estén involucrados en un enlace. Si esto ocurre, debes colocar un punto alrededor del átomo correspondiente para representar cada uno de sus electrones restantes. La mayoría de las veces, ninguno de los átomos debería estar enlazado a más de ocho electrones. Para revisar tu trabajo, cuenta cada punto como si fuera un electrón y cada línea como si fueran dos.
Por ejemplo, en el gas oxígeno (O2), los átomos están unidos por dos líneas paralelas y cada átomo tiene dos pares de puntos. Método 2: Dibujar estructuras de Lewis para moléculas covalentes más grandes

1. Determina cuál es el átomo central.
Este suele ser el de menor electronegatividad de manera que tenga la mayor capacidad para formar enlaces con muchos otros átomos. Se usa el término "átomo central" debido a que todos los demás átomos de la molécula están enlazados a este átomo aunque no necesariamente están enlazados unos con otros.
Los átomos como el fósforo y el carbono suelen ser átomos centrales.
Es posible que haya más de un átomo central en las moléculas más complejas.

2. Considera los electrones de valencia del átomo central.
Como regla general (aunque no siempre aplica), los átomos prefieren rodearse de ocho electrones de valencia, lo cual se conoce como la regla del octeto. Cuando los átomos centrales se enlazan con otros átomos, la configuración más estable la mayoría de las veces será aquella en la que se cumpla la regla del octeto. De esta forma, puedes ayudarte a determinar cuántos enlaces habrá entre el átomo central y los demás átomos, ya que cada enlace representa a dos electrones.
En el caso de algunos átomos grandes (como el fósforo), estos pueden romper la regla del octeto.
Por ejemplo, en el dióxido de carbono (CO2) hay dos átomos de oxígeno unidos al átomo central (el carbono) por un enlace covalente doble. De esta forma, en los tres átomos se cumple la regla del octeto.
El pentacloruro de fósforo (PCl5) no cumple con la regla del octeto, ya que el átomo central está rodeado de cinco pares de electrones enlazantes. En esta molécula, cinco átomos de cloro están unidos al átomo central (fósforo) por enlaces covalentes simples. En cada uno de los cinco átomos de cloro se cumple la regla del octeto, pero el átomo de fósforo excede esta cantidad de electrones.

3. Anota el símbolo del átomo central.
Al trabajar con moléculas covalentes más grandes, lo mejor es empezar por dibujar el átomo central. Evita escribir todos los símbolos atómicos al mismo tiempo. En cambio, debes dejar suficiente espacio alrededor del átomo central para poder colocar los demás símbolos después de determinar en dónde irán.

4. Muestra la geometría molecular del átomo central.
Por cada par de electrones no compartido, dibuja dos puntos uno junto al otro alrededor del átomo central. Por cada enlace simple, dibuja una línea en dirección opuesta al átomo. Por cada enlace doble o triple, dibuja dos o tres líneas, respectivamente, en lugar de dibujar una. De esta forma, trazas los lugares por los que otras moléculas pueden enlazarse al átomo central.

5. Añade los átomos restantes.
Cada átomo restante en la molécula se unirá a uno de los enlaces que provengan del átomo central. Debes escribir el símbolo de cada uno de estos átomos restantes en el extremo de uno de los enlaces que hayas dibujado alrededor del átomo central para indicar que este y los átomos restantes comparten electrones.

6. Añade los demás electrones.
Cada enlace debe contarse como dos electrones (y los enlaces dobles o triples deben contarse como 4 y 6 electrones, respectivamente). Luego, añade pares de electrones alrededor de cada átomo hasta que este cumpla con la regla del octeto. Para revisar lo que hayas hecho en cada átomo, puedes contar cada punto como un electrón y cada enlace como dos. Todo debería sumar ocho.
Por supuesto que hay excepciones, como los átomos que excedan la regla del octeto y el hidrógeno, el cual en cualquier momento solo tiene ya sea cero o dos electrones de valencia.
Si una molécula de hidrógeno se encuentra unida a otro átomo mediante un enlace covalente, no estará rodeada de ningún otro electrón no compartido. Método 3: Dibujar estructuras de Lewis para los iones

1. Escribe el símbolo atómico del ion.
Este será el mismo símbolo del átomo del cual se haya formado el ion. Debe quedar suficiente espacio alrededor del símbolo en el papel para poder añadir más adelante los electrones y los corchetes. En ocasiones, los iones son moléculas poliatómicas (es decir, compuestas por más de un átomo) y, para denotarlas, se debe escribir los símbolos de todos los átomos que las compongan.
Para elaborar el símbolo de los iones poliatómicos (como NO3- o SO42-), debes seguir las instrucciones del método anterior para dibujar estructuras de Lewis para moléculas covalentes grandes.

2. Añade los electrones.
Por lo general, los átomos no tienen una carga negativa ni positiva debido a que son neutros. Sin embargo, este equilibrio entre las cargas negativa y positiva en el átomo se altera cuando este pierde o gana electrones. En este caso, el átomo se convierte en una partícula con carga llamada ion. En la estructura de Lewis, debes añadir los electrones que el átomo haya ganado y quitar los que haya perdido.
Debes tener en mente la regla del octeto al dibujar los electrones.
Si se pierden electrones, se forma un ion positivo (llamado catión). Por ejemplo, cuando el litio pierde su único electrón de valencia al ionizarse, su estructura de Lewis será simplemente el símbolo "Li" sin ningún punto a su alrededor.
Si se ganan electrones, se forma un ion negativo (conocido como anión). El cloro gana un electrón al ionizarse, lo cual hace que tenga una capa llena de ocho electrones, por lo que su estructura de Lewis será el símbolo de "Cl" rodeado de cuatro pares de puntos.

3. Designa la carga del ion.
Una forma tediosa de determinar si un átomo tiene carga es contar los puntos en cada átomo. Para que sea más fácil leer una estructura, debes mostrar si es un ion que tenga carga, para lo cual debes colocar el símbolo atómico (o poliatómico) entre corchetes y luego escribir la carga afuera de ellos, en la esquina superior derecha.
Por ejemplo, la capa exterior del ion de magnesio estaría vacía, por lo que se escribiría [Mg].
Método 1: Dibujar estructuras diatómicas covalentes
1. Escribe el símbolo de cada átomo.
2. Determina qué grado de enlace tienen los dos átomos.
3. Añade los enlaces al dibujo.
4. Dibuja los electrones no enlazantes. Método 2: Dibujar estructuras de Lewis para moléculas covalentes más grandes
1. Determina cuál es el átomo central.
2. Considera los electrones de valencia del átomo central.
3. Anota el símbolo del átomo central.
4. Muestra la geometría molecular del átomo central.
5. Añade los átomos restantes.
6. Añade los demás electrones. Método 3: Dibujar estructuras de Lewis para los iones
1. Escribe el símbolo atómico del ion.
2. Añade los electrones.
3. Designa la carga del ion.