3.1: Compuestos, diagramas de Lewis y enlaces iónicos

Si tomamos dos o más átomos y los unimos químicamente para que ahora se comporten como una sola sustancia, hemos hecho un compuesto químico. Veremos que el proceso de unión en realidad implica ya sea el compartir, o la transferencia neta, de electrones de un átomo a otro. Los dos tipos de enlaces son covalentes, para compartir electrones entre átomos, e iónicos, para la transferencia neta de electrones entre átomos. La unión covalente o iónica determinará el tipo de compuesto que se formará.

En el Capítulo 1, se utilizó la teoría atómica para describir la estructura del átomo de flúor. Dijimos que el flúor neutro tiene nueve protones en su núcleo (un número atómico de 9), nueve electrones que rodean al núcleo (para hacerlo neutro), y el isótopo más común tiene diez neutrones en su núcleo, para un número de masa de 19. Además, dijimos que los nueve electrones existen en dos niveles de energía; el primer nivel de energía contiene dos electrones y está escrito 1 s ². El segundo nivel de energía contiene siete electrones, distribuidos como 2 s ² 2 p ⁵. El nivel de electrones más exterior en cualquier átomo se conoce como la capa de valencia. Para los elementos representativos (recuerde, esto incluye todos los elementos excepto los metales de transición), el número de electrones en la capa de valencia corresponde al número de Grupo del elemento en la tabla periódica. Los elementos del Grupo 1A tendrán un electrón de valencia, los elementos del Grupo 6A tendrán seis electrones de valencia, y así sucesivamente. El flúor es un elemento del Grupo 7A y tiene siete electrones de valencia. Podemos mostrar la configuración electrónica para flúor usando un diagrama de Lewis (o estructura electrón-punto), llamado así por el químico estadounidense G. N. Lewis, quien propuso los conceptos de conchas de electrones y electrones de valencia. En un diagrama de Lewis, los electrones en la capa de valencia se muestran como pequeños “puntos” que rodean el símbolo atómico del elemento.

\[\cdot\underset{..}{\overset{..}F}\cdot \nonumber \]

Cuando más de cuatro electrones están presentes en la capa de valencia, se muestran como pares al escribir el diagrama de Lewis (pero nunca más que pares). Los diagramas de Lewis para los átomos en el segundo periodo se muestran a continuación:

\[\cdot Li\; \; \; \; \cdot Be\: \cdot \; \; \; \; \cdot \overset{.}B\cdot \; \; \; \; \cdot \underset{.}{\overset{.}C}\cdot \nonumber \]

\[\cdot\underset{.}{\overset{..}N}\cdot\; \; \; \; :\underset{.}{\overset{..}O}\cdot\; \; \; \; \cdot\underset{..}{\overset{..}F}\cdot\; \; \; \; :\underset{..}{\overset{..}Ne}: \nonumber \]

Al mirar las estructuras de puntos, por favor entienda que no hace diferencia donde coloques los electrones, o los pares de electrones, alrededor del símbolo, siempre que los pares se muestren siempre que haya cuatro o más electrones de valencia.

Si examina el diagrama de Lewis para el neón (Ne) anterior, verá que el caparazón de valencia está lleno; es decir, hay ocho electrones en el caparazón de valencia. Los elementos del Grupo 8A de la tabla periódica se denominan gases nobles; son muy estables y no se combinan rutinariamente con otros elementos para formar compuestos (aunque hoy en día se conocen muchos compuestos que contienen gases nobles). La teoría moderna de la vinculación nos dice que esta estabilidad surge porque la concha de valencia en los gases nobles está completamente llena. Cuando la capa de valencia no está llena, la teoría sugiere que los átomos transferirán o compartirán electrones con otros átomos para lograr una capa de valencia llena... es decir, la configuración electrónica de los gases nobles. La unión química puede entonces ser vista como una búsqueda por parte de los átomos para adquirir (o perder) suficientes electrones para que sus cáscaras de valencia se llenen, es decir, para lograr una “configuración de gas noble”. Esto a menudo se conoce como la “regla del octeto”; el deseo de que los elementos obtengan ocho electrones en la capa de valencia (excepto por supuesto para el helio donde la configuración del gas noble es de dos electrones de valencia).

Los átomos pueden lograr una configuración de gas noble por dos métodos; la transferencia de electrones desde sus cáscaras de valencia a otro átomo, o compartiendo electrones con otro átomo. Si examina el diagrama de Lewis para el litio (Li), verá que solo tiene un electrón de valencia. Si el litio fuera a transferir este electrón a otro átomo, quedaría con dos electrones en el orbital 1 s (denotado como 1 s ²). Esta es la misma configuración electrónica que el helio (He), y así al perder este electrón, el litio ha logrado una configuración de gas noble. Debido a que los electrones llevan una carga negativa, la pérdida de este electrón deja al litio con una sola carga positiva. Este es el catión de litio y se muestra como Li ⁺.

Volviendo al flúor (F), para lograr la configuración 2 s ² 2 p ⁶ de neón (Ne), el flúor necesita ganar un electrón de valencia. Debido a que el flúor ha ganado un electrón, ahora tiene una carga negativa. Este es el anión fluoruro y se muestra como F ^-. La transferencia de electrones para lograr una configuración de gas noble es el proceso conocido como enlace iónico, y esto se tratará con más detalle más adelante en este capítulo.

Ejercicio\(\PageIndex{1}\)

1. El sodio y el cloro son elementos del tercer periodo. Dibuja diagramas de Lewis para cada uno de estos elementos.
2. ¿Qué número de electrones tendría que ganar el cloro para lograr una “configuración de gas noble”? ¿Cuál sería la carga sobre el cloro?
3. ¿Qué número de electrones tendría que perder Na para obtener la configuración de gas noble de Ne con ocho electrones de valencia? ¿Qué cargo tendría Na?