Ejercicio: Establece la estructura de Lewis para los elementos: Li, B, O y N.La reactividad de un elemento depende, en términos generales, de cuántos electrones tenga para completar su configuración electrónica, o sea para alcanzar la configuración de cualquier gas noble, es decir con todos los orbitales completos. De acuerdo a ello, y para simplificar la cuenta de electrones, cualquier átomo que tenga orbitales p incompletos debe cumplir con la regla del octeto,es decir ocho electrones en su último nivel. Para el H y He se cumple con la regla de dueto: dos electrones en el último nivel. El enlace químico es el resultado de las interacciones atractivas entre los núcleos atómicos y los electrones, que superan energéticamente a las interacciones de repulsión de los electrones entre sí y también entre los núcleos. El modelo más simple es el enlace iónico. Para que un enlace sea iónico debe existir una apreciable diferencia de electronegatividad, de modo que uno de los átomos atraiga con más fuerza un electrón y ambos quedan cargados. De este modo, este modelo de enlace supone que ambos iones se comportan como cargas puntuales e interaccionan de acuerdo a la ley de Coulomb. Este tipo de enlaces es típico de moléculas formadas por un elemento del grupo 7A (halógenos) y un elemento del grupo 1A (alcalinos). Los halógenos son muy electronegativos porque les falta sólo un electrón para cumplir con la regla del octeto y alcanzar la configuración electrónica de un gas noble. Esto hace que atraigan un electrón del elemento alcalino. Los alcalinos tienen un electrón en la última capa, y lo liberan fácilmente para cumplir con la regla del octeto. Ambos elementos quedan cargados: el halógeno negativo y el alcalino, positivo:
Figura 1: Esquema de formación de un enlace iónico
El enlace iónico involucra la formación de un sólido cristalino ordenado, en el que se distribuyen espacialmente los cationes y los aniones siguiendo un patrón similar al de un papel mural, pero dispuestos de manera tridimensional.
Figura 2: Sólido cristalino ordenado producto del enlace iónico
En un compuesto iónico hay un completo balance de la carga eléctrica. Así por ejemplo, si se dispone de iones aluminio (III) (Al+3) y óxido (O-2), la condición de electroneutralidad se puede expresar de este modo: si en un cristal de óxido de aluminio hay iones Al3+ y iones O2-, entonces para que exista neutralidad deberán existir dos iones Al3+ y tres iones O2- en el compuesto sólido Al2O3.
La principal característica de un enlace covalente es que en él se comparten los electrones desapareados de la capa de valencia, de modo que cada elemento que participa en el enlace cumple con la regla del octeto. Este enlace es típico de moléculas diatómicas como H2. En este caso, cada uno de los átomos posee un electrón de valencia y la interacción de ambos electrones desapareados para formar la molécula H2 puede ser representada mediante la estructura , en la cual se cumple la regla de dueto.
Si observamos el agua, vemos que el oxígeno tiene seis electrones de valencia, de los cuales dos están apareados en el orbital s, mientras que el orbital p tiene electrones apareados y dos desapareados. Estos últimos participarán en el enlace covalente que se formará con el H, que sólo tiene un electrón de valencia.
Figura 3: Esquema de un enlace covalente
Existen dos tipos de enlace covalentes:
1. Enlace covalente apolar, que se produce entre moléculas de similar electronegatividad como, por ejemplo, en las moléculas de hidrocarburos, donde la electronegatividad del hidrógeno y del carbono es similar, formando un compuesto sin polos. Las moléculas homonucleares (de igual átomo) forman enlaces apolares, debido a que tienen igual electronegatividad.
2. Enlace covalente polar: se forma entre moléculas de diferente electronegatividad, lo que hace que los electrones se orienten más hacia un átomo que hacia el otro; esto crea una densidad de electrones mayor en un átomo y forma, por tanto, un polo.
3. Enlace covalente coordinado o dativo: se forma cuando dos átomos comparten un par de electrones, pero los electrones compartidos los aporta un solo átomo. Por ejemplo, la formación de ión amonio (NH4+). El átomo de nitrógeno tiene un par de electrones no compartidos con otro elemento; sin embargo, este par genera un polo negativo que atrae iones positivos como H+, el cual forma un enlace con ambos electrones que son del nitrógeno.
Figura 4: Representación de los enlaces
La teoría del enlace de valencia supone que los electrones de una molécula ocupan orbitales atómicos de los átomos individuales. Esto permite conservar la imagen de los átomos individuales tomando parte en la formación del enlace.
El enlace H-H en la molécula de H2 se forma por el traslape de los orbitales 1s de cada átomo de hidrógeno. Al inicio ambos átomos de hidrógeno están separados, no hay interacción y la energía potencial es cero. A medida que se acercan los átomos, los electrones y los núcleos se repelen entre sí, pero aumenta la atracción de los núcleos por los electrones. Esta atracción es mayor que la repulsión, por lo que la energía potencial es negativa. El sistema es más estable cuando la energía potencial es mínima, lo que se logra cuando existe el máximo contacto entre las dos nubes electrónicas, y por lo tanto, ocurre cuando se ha formado la molécula de H2.
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