13.1: Introducciones

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La naturaleza del enlace químico

A nivel elemental, podemos pensar en que los átomos se mantienen unidos por simple atracción electrostática. Es un principio fundamental que atraen los cargos opuestos. Un ion cargado positivamente y un ion cargado negativamente se mantienen unidos por esta fuerza de atracción.

Esta idea funciona bien para compuestos iónicos, como el cloruro de sodio.
No funciona bien para compuestos en los que están conectados átomos similares, como el etano, C ₂ H ₆.

A lo mejor los carbonos están cargados negativamente y los hidrógenos están cargados positivamente, pero ¿qué es lo que mantiene unidos a los dos carbonos si tienen cargas similares?

Un problema similar se encuentra en moléculas diatómicas como H ₂. ¿Uno de estos átomos de hidrógeno es negativo mientras que el otro átomo de hidrógeno es positivo?

A principios del siglo XX, G. N. Lewis notó una tendencia en las características de los compuestos a los que llamó “la regla de dos”. Si tuvieras que contar el número total de electrones en cualquier compuesto estable, siempre se te ocurriría un número par —es decir, algún número que sea divisible por dos. Quizás, razonó Lewis, este predominio de números pares surge porque los electrones necesitan estar en pares.

¿Qué hace un elemento si tiene un número impar de electrones? Una solución es robar un electrón de otro elemento, o permitir que uno sea robado; estos arreglos conducen a enlaces iónicos. Sin embargo, esos elementos no expertos en robar electrones pueden tener un problema; pueden necesitar compartirlos en su lugar. Para poder compartir electrones, los elementos tendrán que formar asociaciones cercanas entre sí. Se unirán entre sí.

Un “enlace iónico” es una interacción electrostática entre un anión y un catión.
Un “enlace covalente” es un par de electrones compartidos entre dos átomos.

Lewis llevó esta idea más allá. Si se cuentan los electrones de concha de valencia alrededor de cada uno de los átomos en compuestos estables, no sólo hay números pares, sino que casi siempre hay el mismo número de electrones que hay en uno de los gases nobles: He, Ne, Ar, Kr (2, 8, 8, o 18). Esta observación a veces se llama la regla del octeto de Lewis porque tantos átomos comunes que forman compuestos estables obtienen 8 electrones en su caparazón más exterior como resultado. El neón es el gas noble más cercano al carbono, el oxígeno y el nitrógeno, y todos estos átomos adoptan configuraciones de 8 electrones en compuestos estables.

Las estructuras de Lewis ilustran cómo los átomos pueden mantener estos números de electrones compartiendo con otros átomos. Estos simples dibujos estructurales se utilizan para transmitir la mayoría de nuestras ideas sobre química molecular. Sin embargo, a menudo se puede encontrar información adicional a través de la mecánica cuántica y un enfoque orbital molecular para la unión.