Para representar la formación de enlaces entre átomos, es conveniente usar un sistema conocido como notación puntual de los electrones. En ella se emplea el símbolo del elemento para representar el núcleo del átomo y sus electrones, con excepción de los que se encuentran en la capa más externa (de valencia). Los electrones más externos se representan mediante puntos (o círculos, o cruces). Por ejemplo, la notación puntual para los primeros diez elementos de la tabla periódica es la siguiente
Mediante la notación puntual de electrones, la producción de fluoruro de sodio, fluoruro de magnesio, y óxido de magnesio, se representa como sigue: un átomo de sodio y uno de flúor reaccionan en proporción 1: 1, ya que el sodio puede perder un electrón en su capa más externa, y el flúor requiere un electrón adicional para completarla.
Fig. 5-2 Conducción de iones en solución
Electrodo negativo Alambre
A la batería
Para perder toda su capa más externa, el átomo de magnesio debe desprenderse de dos electrones. Como cada átomo de flúor sólo necesita un electrón para completar el octeto, se requieren dos átomos de flúor para reaccionar con uno de magnesio:
El átomo de magnesio tiene dos electrones en su capa más externa. Cada átomo de oxígeno tiene seis electrones en su capa más externa, y requiere dos más para alcanzar el octeto. Por tanto, cada átomo de oxígeno reacciona con un átomo de magnesio, del cual obtiene dos electrones, y se dice que el magnesio y el oxígeno reaccionan en proporción lrt.
EJEMPLO 5.4. Con ayuda de la tabla periódica emplee la notación puntual para determinar la fórmula del
compuesto iónico que forma el potasio con el azufre.
El potasio es del grupo IA y el azufre del VIA, y por tanto cada átomo de potasio tiene un electrón más externo y cada átomo de azufre tiene seis. En consecuencia, se requieren dos átomos de potasio para aportar los dos electrones que requiere el átomo de azufre.
La fórmula del sulfuro de potasio es K2S.
Las estructuras puntuales de electrones no suelen emplearse para los metales de transición o tran- sición interna, si pierden electrones y forman iones. Si se pide que se dibuje un diagrama puntual de electrones para un compuesto que contenga un ion metálico de transición monoatómica, se debe indicar dicho ion sin electrones externos.
5.5 ENLACE COVALENTE
El hidrógeno elemental existe en forma de moléculas diatómicas, H2. Como ambos átomos de
hidrógeno son idénticos, no es probable que tengan cargas opuestas (no hay motivo para suponer que alguno de ellos tenga mayor potencia para atraer electrones que el otro). Cada átomo de hidróge- no libre contiene un solo electrón, y para que pueda lograr la misma configuración electrónica que los átomos de helio es preciso que adquiera un segundo electrón. Si se permite que los dos átomos de hidrógeno se acerquen lo suficiente entre sí, sus dos electrones pueden ser compartidos en forma eficaz. Los núcleos de hidrógeno con carga positiva son atraídos al par de electrones, y se forma un enlace efectivo. Este enlace, en el cual se comparte un par de electrones (o más de uno) entre dos átomos se llama enlace covalente. La molécula de hidrógeno es más estable que dos átomos de hidrógeno separados. Al compartir un par de electrones, cada átomo de hidrógeno adquiere confi- guración análoga a la del átomo de helio. Otros pares de átomos no metálicos comparten electrones del mismo modo.
La formación de enlaces covalentes entre átomos puede ilustrarse en forma convencional median- te la notación puntual de electrones. La formación de algunos enlaces covalentes se muestra a continuación:
En estos ejemplos se observa que los átomos de carbono y cloro logran un octeto de electrones al com- partir pares de electrones con otros átomos. Los átomos de hidrógeno alcanzan "duetos" de electrones porque la primera capa se completa con dos. En la sección 5. 4 se dijo que los cationes del grupo principal suelen perder todos sus electrones de valencia, y por tanto, no les queda ninguno en esta capa.
En ocasiones los átomos deben compartir más de un par de electrones para alcanzar el octeto. Por ejemplo, la molécula de nitrógeno, N2, se representa como sigue:
Se deben compartir tres pares de electrones para que cada átomo de nitrógeno alcance un octeto. La formación de enlaces covalentes fuertes entre los átomos de nitrógeno en el N2 hace que el nitrógeno
gaseoso sea relativamente inerte.
Cada grupo de electrones que se comparte entre dos átomos constituye un par covalente. Cuando sólo un par participa en el enlace se llama de tipo simple. Cuando dos pares de electrones unen a dos átomos el enlace se llama doble. Cuando tres pares de electrones se comparten entre dos átomos se forma un enlace triple. A continuación se dan algunos ejemplos de estos tipos de enlace:
Enlace simple Enlaces dobles Enlace triple Dos enlaces simples
Es conveniente dar algunas indicaciones acerca de los enlaces dobles. Los átomos de hidrógeno casi nunca se enlazan con átomos de oxígeno que tienen enlace doble con algún otro átomo. Los átomos de los halógenos casi nunca forman enlaces dobles.
Existen muchas excepciones a la regla del octeto, pero sólo algunas se encontrarán en el presente libro. Estos casos se analizarán en detalle conforme se vayan presentando.
Los átomos que constituyen iones poliatómicos también están enlazados en forma covalente. En estos casos la carga neta del ion se determina por el número total de electrones y el número total de protones. Por ejemplo, el ion amonio NH4+, que se forma a partir de cinco átomos, contiene un
electrón menos que el número de protones. Un átomo de nitrógeno más cuatro átomos de hidrógeno contienen un total de 11 protones y 11 electrones, pero el ion sólo tiene 10 electrones, 8 de los cuales son de valencia.
De manera similar, el ion hidróxido contiene un electrón de valencia más que el total de los dos átomos individuales —oxígeno e hidrógeno.
Enlace covalente de más de dos átomos
Es relativamente fácil escribir diagramas puntuales de electrones para moléculas o iones que sólo contienen dos átomos. Cuando se representan varios átomos enlazados entre sí mediante enlace covalente, puede seguirse el siguiente procedimiento para determinar con precisión el número total de electrones que se comparten entre ellos. El procedimiento, que es aplicable a compuestos en los cuales los átomos siguen la regla del octeto, se ilustrará empleando como ejemplo al dióxido de azufre:
Pasos
1. Determine el número de electrones de valen- cia disponible.
2. Determine el número de electrones necesarios para satisfacer la regla del octeto (o dueto) sin compartir electrones.
3. La diferencia entre los números que se obtie- nen en los pasos 2 y 1 es el número de elec- trones de enlace.
4. Se colocan los átomos en forma tan simétrica como sea posible (obsérvese que el átomo de hidrógeno no puede enlazarse con más de un átomo, ya que sólo puede compartir dos electrones).
5. Se coloca el número de electrones que se van a compartir, un par a la vez, entre cada par de átomos. Se emplean los pares restantes para formar enlaces dobles o triples.
Ejemplo S 6 2 0 12 Total 18 S 8 2 0 16 Total 24 Necesarios 24 Disponibles - 1 8 Por compartir 6 O S O
6. Se a ñ a d e el resto de electrones disponibles p a r a c o m p l e t a r los octetos (o d u e t o s ) de t o d o s los á t o m o s . D e b e n ser un n ú m e r o e x a c t o en c a s o de q u e la m o l é c u l a o ion siga la regla del octeto.
EJEMPLO 5. 5. Dibuje diagramas puntuales de electrones para mostrar el enlace de los siguientes compuestos:
a) C 02, b) HCN, c) SiH4, y d) BaF2. a) C O Total Electrones necesarios 8 2 x 8 24 Disponibles 4 2 x 6 16 Por compartir 8 0 : : C: =0 Sumando los electrones restantes:
b)
Sumando los electrones restantes:
H = C : : : N H: C = : : N : H H: Si = H H d) Ba2+
No hay enlaces covalentes en el B a F2; por t a n t o , no se c o m p a r t e n electrones. Electrones necesarios Disponibles Por compartir Si 8 4 H 4 x 2 4x 1 Total 16 8 8 Electrones necesarios Disponibles Por compartir Ba 0 2 F 2 x 8 2 x 7 Total 16 16 0
En los iones poliatómicos hay disponibles más, o menos electrones que el número correspondien- te a las capas de valencia de los átomos del ion. Esta ganancia o pérdida de electrones constituye la carga.
EJEMPLO 5. 6. Dibuje el diagrama puntual de electrones del C032-
1. Electrones de valencia disponibles
C 4 3 0 18
carga 2 (carga 2— implica dos electrones adicionales) Total 24
2. Electrones de valencia necesarios
C 8 3 O 24 Total 32 Necesarios 32 Disponibles -24 Por compartir 8
4. Con electrones compartidos
5. Con todos los electrones
Alcance de la regla del octeto
Hay que insistir en que la regla del octeto no describe la configuración electrónica de todos los compuestos. La propia existencia de compuestos de los gases nobles indica que esta regla no se aplica en todos los casos. Algunos ejemplos de compuestos que no la siguen son: BF3, PF5, y SF6.
Pero esta regla resume, sistematiza y explica el enlace en tantos compuestos, que es importante aprenderla y aplicarla. Los compuestos en los cuales los átomos alcanzan la configuración del helio (dueto) sí siguen la regla del octeto a pesar de que sólo alcanzan características de dueto para completar la primera capa de electrones.