Compartir electrones
Cuando se unen dos no metales (o un no metal y un metaloide), ninguno de los átomos cede del todo sus electrones. Los comparten: es el enlace covalente. Cada par de enlace es compartido por los dos núcleos y, normalmente, cada átomo aporta un electrón a ese par.
La fuerza motriz es la disminución de energía: cada átomo tiende a alcanzar la configuración electrónica de un gas noble, la regla del octeto (8 electrones de valencia) o la regla del dueto para el hidrógeno (2 electrones, como el helio).
Estructuras de Lewis
Una estructura de Lewis (o diagrama de puntos de Lewis) muestra: - los pares de enlace (electrones compartidos) como guiones (—) o pares de puntos; - los pares libres (electrones no enlazantes) como puntos sobre cada átomo.
Método de construcción: 1. Cuenta el número total de electrones de valencia. 2. Une todos los átomos con enlaces simples. 3. Completa los octetos de los átomos periféricos con pares libres. 4. Coloca los electrones restantes en el átomo central. 5. Si el octeto del átomo central está incompleto, convierte pares libres de los átomos periféricos en enlaces dobles o triples.
Enlaces simples, dobles y triples
| Tipo de enlace | Electrones compartidos | Ejemplos |
|---|---|---|
| Enlace simple (σ) | 2 | H−H, H−Cl, H₂O |
| Enlace doble (σ + π) | 4 | O=O, C=O (CO₂) |
| Enlace triple (σ + 2π) | 6 | N≡N, C≡O |
El orden de enlace aumenta la energía de enlace y reduce su longitud: un enlace C=O (~116 pm en el CO₂) es más corto y más fuerte que un enlace C−O (~143 pm).
Agua ([H₂O](/compounds/h2o)): el oxígeno (6 electrones de valencia) forma 2 enlaces O−H y conserva 2 pares libres.
Amoníaco ([NH₃](/compounds/nh3)): el nitrógeno forma 3 enlaces N−H y conserva 1 par libre.
Metano ([CH₄](/compounds/ch4)): el carbono forma 4 enlaces C−H sin pares libres.
Resonancia y carga formal
Algunas moléculas no se pueden representar adecuadamente con una sola estructura de Lewis (por ejemplo, el CO₃²⁻ o el benceno). La estructura real es un híbrido de resonancia: una superposición de todas las estructuras contribuyentes válidas. La carga formal de un átomo es:
carga formal = (electrones de valencia) − (electrones de pares libres) − (1/2) × (electrones de enlace)
La estructura contribuyente más estable es la que tiene las cargas formales más pequeñas, y las cargas formales negativas se sitúan en los átomos más electronegativos.
¿Terminaste esta lección?