Fundamentos del Enlace Químico: Estabilidad Atómica y Regla del Octeto de Lewis

Enlace Químico

Este tema aborda los siguientes conceptos fundamentales:

• 3.1 Estabilidad atómica. Regla del Octeto de Lewis.
• 3.2 Enlace iónico. Propiedades de los compuestos iónicos.
• 3.3 Enlace covalente. Propiedades de los compuestos covalentes. Fuerzas intermoleculares.
• 3.4 Enlace metálico. Propiedades de los compuestos metálicos.

3.1 Estabilidad Atómica y Regla del Octeto de Lewis

En la naturaleza, conocemos una gran variedad de sustancias, tanto simples como compuestas, constituidas por combinaciones de átomos, ya sean del mismo o de diferentes elementos. Sin embargo, salvo los gases nobles, no encontramos sustancias formadas por átomos individuales. Esto nos lleva a plantearnos las siguientes preguntas:

¿Qué característica especial poseen los gases nobles?

¿Por qué el resto de los átomos tienen tendencia a combinarse con otros átomos?

La respuesta a ambas preguntas radica en un concepto fundamental en todo sistema físico: la estabilidad. Cualquier sistema tiende a la máxima estabilidad, que normalmente se consigue con la mínima energía. Por ejemplo, una pelota rueda hacia abajo por una pendiente, un muelle estirado tiende a recuperar su forma, y un electrón en una capa superior salta a una capa inferior porque la energía que posee al final es menor que la que tenía al principio. En todas las situaciones anteriores, si queremos invertir el proceso, debemos suministrar energía.

Del mismo modo, dos o más átomos se unen porque el conjunto tiene menos energía que la suma de los átomos por separado. En la unión se ha desprendido energía. Y ahí está la clave: para separarlos de nuevo, tendremos que suministrarles la misma cantidad de energía que se desprendió previamente. Mientras no se les suministre, se mantendrán unidos.

Si los gases nobles no tienen tendencia a unirse a otros átomos, es porque ya poseen la máxima estabilidad posible; una unión con otro átomo no desprendería energía.

La característica común a todos los gases nobles, y que los sitúa en el mismo grupo, es su configuración electrónica. Independientemente del periodo en que se encuentren, todos poseen ocho electrones en su última capa (subcapas s y p completas), y todas las capas anteriores completas. La única excepción es el helio (He), pero su capa 1 solo posee la subcapa s, y se encuentra completa. Como consecuencia, la configuración de ocho electrones en la última capa del átomo aporta gran estabilidad. Los demás elementos intentarán alcanzar dicha configuración, ya sea tomando, cediendo o compartiendo electrones con otros átomos.

Regla del Octeto de Lewis

A esta tendencia se le denomina Regla del Octeto de Lewis:

• Los átomos alcanzan su máxima estabilidad cuando poseen ocho electrones en su última capa, con las subcapas s y p completas.
• Para conseguirlo, en algunos casos se transfieren electrones de un átomo a otro, formándose iones (enlace iónico); en otros, comparten uno o más pares de electrones (enlace covalente). La elección entre uno u otro dependerá de la variación de electronegatividad (ΔX).

Existen excepciones a esta regla. Algunos elementos (como el berilio, Be, y el boro, B) pueden rodearse de menos de ocho electrones, mientras que otros (como el azufre, S, y el fósforo, P) pueden rodearse de diez o incluso doce electrones. Más adelante se abordarán algunos de estos casos.

Aunque la teoría de Lewis ha sido ampliamente superada por teorías más avanzadas, como la Teoría de Orbitales Moleculares (TOM) o la Teoría de Enlace de Valencia (TEV), ambas derivadas del modelo cuántico del átomo, sigue siendo un modelo muy sencillo y extremadamente útil para introducir el estudio del enlace químico.

Diagramas de Lewis

Los diagramas de Lewis constituyen una forma sencilla de representar simbólicamente la distribución de los electrones de la capa de valencia en un átomo. A continuación, se presentarán varios ejemplos.

Como se observa, los electrones, representados por puntos, pueden estar apareados o desapareados, según su ubicación en los orbitales. Estos diagramas son de gran utilidad para comprender cómo los átomos interactúan e intercambian electrones.