Fundamentos del Enlace Químico: Tipos, Estabilidad y Teoría de Lewis

Fundamentos del Enlace Químico

Se llama enlace químico a cualquiera de los mecanismos de ligadura o unión química entre átomos. Son uniones interatómicas de naturaleza química porque se forman y se rompen durante las reacciones químicas.

Formación de Enlaces y Estabilidad Energética

La formación de enlaces químicos se produce porque resulta en un balance energético favorable: los átomos enlazados constituyen un sistema con menor energía (y por tanto, más estable) que los mismos átomos por separado.

Consideremos dos átomos inicialmente lo suficientemente separados para que no interactúen entre sí. Al irse acercando, comienzan a actuar fuerzas atractivas (núcleo-electrones) que originan que el sistema se estabilice, disminuyendo su energía. Sin embargo, si los átomos se siguen acercando demasiado, predominan las fuerzas repulsivas entre los núcleos y entre las nubes electrónicas, lo que aumenta la energía y causa inestabilidad. El enlace se forma a la distancia donde la energía del sistema es mínima.

En resumen, dos (o más átomos) se unen para formar agrupaciones (moléculas, redes cristalinas) más estables, de menor energía, que la que tenían los átomos por separado.

Tipos de Enlace Químico

Existen principalmente tres tipos de enlaces químicos fuertes:

• Enlace Iónico: Se debe a la atracción electrostática entre iones de carga opuesta (cationes y aniones). Típicamente se forma entre Metales + No metales. Implica una transferencia de electrones del metal al no metal. Ejemplo: Cloruro de sodio (NaCl).
• Enlace Covalente: Se forma típicamente entre átomos de No metal + No metal. Consiste en la compartición de uno o más pares de electrones entre los átomos para alcanzar una configuración electrónica más estable. Ejemplo: Agua (H₂O).
• Enlace Metálico: Se da entre átomos de Metal + Metal. Los electrones de valencia se deslocalizan y se comparten de forma colectiva entre todos los átomos que componen la red metálica, formando una "nube" o "mar" de electrones.

Teoría de Lewis y Regla del Octeto

La teoría de Lewis proporciona un modelo sencillo para describir la formación de enlaces, especialmente los covalentes, basado en los electrones de valencia.

Principios de la Teoría de Lewis

1. Se transfieren electrones de un átomo a otro. Así se forman iones positivos y negativos, originando el enlace químico (iónico).
2. Se comparten uno o más pares de electrones de la capa de valencia entre dos átomos, formando un enlace covalente.
3. Los electrones transferidos o compartidos estabilizan los átomos, pues hacen que su configuración electrónica (en la capa de valencia) coincida generalmente con la de los gases nobles, que tienen 8 electrones de valencia (configuración s²p⁶). Esto se conoce como la Regla del Octeto.

Excepciones a la Regla del Octeto

Aunque útil, la Regla del Octeto tiene excepciones importantes:

• Los elementos de transición incumplen de forma sistemática la regla del octeto, esto es debido a que el subnivel que se está completando es el d, con capacidad para otros 10 electrones.
• Octeto Incompleto (Hipovalencia): La estructura electrónica del átomo central no llega a ser como la de un gas noble (menos de 8 electrones). Incumplen la regla del octeto por defecto (Ej: Be, B).
• Octeto Expandido (Hipervalencia): El átomo central tiene 10 o 12 electrones de valencia; el octeto está expandido. Solo ocurre en elementos a partir del periodo 3 (Ej: P, S, Cl). Los elementos del periodo 1 y 2 nunca presentan hipervalencia. La hipervalencia se basa en la promoción de electrones a orbitales d vacíos de baja energía.
• Especies con Número Impar de Electrones: Si una molécula tiene un número impar de electrones de valencia totales, ninguna estructura de Lewis puede cumplir la regla del octeto para todos los átomos. Estas moléculas (radicales libres) contienen un electrón desapareado, son poco frecuentes y presentan paramagnetismo.

Resonancia

En ocasiones, son posibles varias fórmulas de Lewis equivalentes, pero no idénticas, para una misma especie molecular o iónica. En estos casos, ninguna estructura por separado es válida para describir la molécula real. La estructura correcta es una mezcla o hibridación de todas ellas, a la que denominamos híbrido de resonancia.

La estructura real es un intermedio entre las posibles estructuras (llamadas formas resonantes o canónicas). Cuando existe resonancia, el orden de un enlace dado es el promedio del valor que tiene entre las fórmulas resonantes. La resonancia explica la posibilidad de que los órdenes de enlace sean fraccionarios y confiere una estabilidad adicional a la molécula.