3.2: Enlace covalente

Un segundo método por el cual los átomos pueden lograr una capa de valencia llena es compartiendo electrones de valencia con otro átomo. Así, el flúor, con un electrón de valencia desapareado, puede compartir ese electrón con un electrón no compartido en otro flúor para formar el compuesto, F ₂ en el que los dos electrones compartidos forman un enlace químico que mantiene juntos los dos átomos de flúor. Al hacer esto, cada flúor tiene ahora el equivalente a ocho electrones en su caparazón de valencia; tres pares no compartidos y un par que se comparte entre los dos átomos. Tenga en cuenta que cuando se están contando electrones, los electrones que se comparten en el enlace covalente se cuentan para cada átomo, individualmente. Un enlace químico formado al compartir electrones entre átomos se llama enlace covalente. Cuando dos o más átomos están unidos entre sí utilizando enlaces covalentes, el compuesto se denomina molécula.

Existe un método sencillo, que se da a continuación, que podemos usar para construir diagramas de Lewis para moléculas diatómicas y poliatómicas:

• Comience sumando todos los electrones de valencia en la molécula. Para F ₂, cada flúor tiene siete, dando un total de 14 electrones de valencia.
• A continuación, dibuja tu átomo central. Para una molécula diatómica como F ₂, ambos átomos son iguales, pero si están presentes varios átomos diferentes, el átomo central estará a la izquierda (o inferior) en la tabla periódica.
• A continuación, dibuje los otros átomos alrededor del átomo central, colocando dos electrones entre los átomos para formar un enlace covalente.
• Distribuir los electrones de valencia restantes, como pares, alrededor de cada uno de los átomos externos, para que todos estén rodeados por ocho electrones.
• Coloca los electrones restantes en el átomo central.
• Si el átomo central no está rodeado por un octeto de electrones, construya múltiples enlaces con los átomos externos hasta que todos los átomos tengan un octeto completo.
• Si hay un número impar de electrones de valencia en la molécula, deje el electrón único restante en el átomo central.

Apliquemos estas reglas para el diagrama de Lewis para gas cloro, Cl ₂. Hay 14 electrones de valencia en la molécula. Ambos átomos son iguales, así que los dibujamos uno al lado del otro y colocamos dos electrones entre ellos para formar el enlace covalente. De los doce electrones que quedan, ahora colocamos seis alrededor de un cloro (para dar un octeto) y luego colocamos los otros seis alrededor del otro cloro (nuestro átomo central). Comprobando, vemos que cada átomo está rodeado por un octeto de electrones de valencia, y así nuestra estructura es completa.

\[:\underset{..}{\overset{..}{Cl}}\cdot \cdot \underset{..}{\overset{..}{Cl}}: \nonumber \]

Todos los elementos del Grupo 7A (los halógenos), tienen conchas de valencia con siete electrones y todos los halógenos comunes existen en la naturaleza como moléculas diatómicas; flúor, F ₂; cloro, Cl ₂; bromo, Br ₂ y yodo I 2 (la astatina, el halógeno en el sexto periodo, es un elemento radiactivo de corta duración y sus propiedades químicas son poco conocidas). El nitrógeno y el oxígeno, elementos del Grupo 5A y 6A, respectivamente, también existen en la naturaleza como moléculas diatómicas (N ₂ y O ₂). Consideremos el oxígeno; el oxígeno tiene seis electrones de valencia (un elemento del Grupo 6A). Siguiendo la lógica que usamos para el cloro, dibujamos los dos átomos y colocamos un par de electrones entre ellos, dejando 10 electrones de valencia. Colocamos tres pares en un átomo de oxígeno, y los dos pares restantes en el segundo (nuestro átomo central). Debido a que solo tenemos seis electrones de valencia que rodean al segundo átomo de oxígeno, debemos mover un par del otro oxígeno y formar un segundo enlace covalente (un doble enlace) entre los dos átomos. Haciendo esto, cada átomo tiene ahora un octeto de electrones de valencia.

\[:\underset{..}{O}::\overset{..}{O}: \nonumber \]

El nitrógeno tiene cinco electrones de valencia. Compartir uno en cada átomo da el primer intermedio donde cada nitrógeno está rodeado por seis electrones (¡no es suficiente!). Compartiendo otro par, cada nitrógeno está rodeado por siete electrones, y finalmente, compartiendo el tercero, obtenemos una estructura donde cada nitrógeno está rodeado por ocho electrones; una configuración de gas noble (o la “regla del octeto”). El nitrógeno es una molécula muy estable y relativamente poco reactiva, manteniéndose unida por un fuerte enlace triple covalente.

\[:N\vdots \vdots N: \nonumber \]

Como hemos construido diagramas de Lewis, hasta ahora, nos hemos esforzado por lograr un octeto de electrones alrededor de cada elemento. En la naturaleza, sin embargo, hay muchas excepciones a la “regla del octeto”. Los elementos de la primera fila de la tabla periódica (hidrógeno y helio) solo pueden acomodar dos electrones de valencia. Los elementos debajo de la segunda fila de la tabla periódica pueden acomodar, 10, 12 o incluso 14 electrones de valencia (veremos un ejemplo de esto en la siguiente sección). Finalmente, en muchos casos existen moléculas con electrones únicos desapareados. Un ejemplo clásico de esto es el gas oxígeno (O ₂). Anteriormente hemos dibujado el diagrama de Lewis para oxígeno con un doble enlace oxígeno-oxígeno. Las mediciones físicas del oxígeno, sin embargo, sugieren que esta imagen de unión no es del todo precisa. Las propiedades magnéticas del oxígeno, O ₂, son más consistentes con una estructura que tiene dos electrones desapareados en la configuración que se muestra a continuación:

\[:\underset{.}{\overset{..}{O}}\cdot \cdot \underset{.}{\overset{..}{O}}: \nonumber \]

En este diagrama de Lewis, cada átomo de oxígeno está rodeado por siete electrones (no ocho). Esta configuración electrónica puede explicar por qué el oxígeno es una molécula tan reactiva (reaccionando con el hierro, por ejemplo, para formar óxido); los electrones desapareados en la molécula de oxígeno están fácilmente disponibles para interactuar con electrones en otros elementos para formar nuevos compuestos químicos.

Otra excepción notable a la “regla del octeto” es la molécula NO (monóxido de nitrógeno). La combinación de un nitrógeno (Grupo 5A) con un oxígeno (Grupo 6A) da una molécula con once electrones de valencia. No hay manera de organizar once electrones sin dejar un electrón desapareado. El óxido nítrico es una molécula extremadamente reactiva (en virtud de su electrón no compartido) y se ha encontrado que juega un papel central en la bioquímica como molécula reactiva de corta duración involucrada en la comunicación celular.

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

Tan útiles como pueden ser los diagramas de Lewis, los químicos se cansan de dibujar pequeños puntos y, para una representación abreviada de un enlace covalente, a menudo se dibuja una línea corta (un enlace lineal) entre los dos elementos. Siempre que veas átomos conectados por un enlace lineal, se espera que entiendas que esto representa dos electrones compartidos en un enlace covalente. Además, a veces se muestran los pares de electrones no compartidos en los átomos unidos, y a veces se omiten. Si se omiten los pares no compartidos, se supone que el químico que lee la estructura entiende que están presentes.

\[\underset{..}{\overset{..}{F}}\cdot \cdot \underset{..}{\overset{..}{F}}:\; or\; :\underset{..}{\overset{..}{F}}-\underset{..}{\overset{..}{F}}:\; or\; F-F \nonumber \]

\[:N\vdots \vdots N:\; or\; :N\equiv N:\; or\; N\equiv N \nonumber \]