¿Por qué se unen los átomos? La regla del octeto
Los gases nobles, como el neón y el argón, casi no reaccionan. Su capa externa tiene 8 electrones (el helio tiene 2). En 1916, Kossel y Lewis propusieron que los demás átomos se enlazan para alcanzar esa misma disposición estable. Es la regla del octeto: los átomos pierden, ganan o comparten electrones hasta tener 8 en la capa externa.
Los electrones de la capa externa se llaman electrones de valencia. Solo ellos participan en el enlace.
Límites de la regla del octeto
- Octeto incompleto: el átomo central tiene menos de 8. Ejemplos: LiCl, BeH₂, BCl₃ (el B solo tiene 6).
- Moléculas con número impar de electrones: NO y NO₂ tienen un número impar de electrones, así que un átomo no puede llegar a 8.
- Octeto expandido: los átomos del periodo 3 en adelante pueden usar orbitales d y tener más de 8. Ejemplos: PF₅ (10), SF₆ (12), H₂SO₄ (el S tiene 12).
- No explica la forma de las moléculas ni la energía de los enlaces.
- Algunos gases nobles sí reaccionan (XeF₂, XeF₄, KrF₂), así que "8 = no reacciona" no es del todo cierto.
Símbolos y estructuras de Lewis
Un símbolo de Lewis es el símbolo del elemento con sus electrones de valencia como puntos: el Na tiene 1 punto, el C tiene 4, el N tiene 5, el O tiene 6 y el Cl tiene 7.
Una estructura de Lewis muestra cómo una molécula comparte electrones. Un par compartido se dibuja como una raya (enlace simple). Dos pares compartidos = enlace doble. Tres = enlace triple. Los pares que no se comparten son pares solitarios.
Cómo dibujarla (5 pasos)
- Suma todos los electrones de valencia. Suma uno por cada carga negativa y resta uno por cada carga positiva.
- Elige el átomo central: normalmente el menos electronegativo (nunca el H).
- Une cada átomo externo con el centro mediante un enlace simple (2 electrones cada uno).
- Coloca los electrones que sobran como pares solitarios, primero en los átomos externos y luego en el centro.
- Si el centro aún no llega a 8, convierte un par solitario de un átomo externo en un enlace doble o triple.
Ejemplo CO₂: 4 + 6 + 6 = 16 electrones. O=C=O con dos pares solitarios en cada O. Todos los átomos tienen 8.
Carga formal
A veces se pueden dibujar varias estructuras de Lewis. La carga formal ayuda a elegir la mejor. Es la carga que tendría un átomo si cada par compartido se repartiera a partes iguales.
Carga formal = V − L − B/2, donde V = electrones de valencia del átomo libre, L = electrones en pares solitarios de ese átomo, B = electrones en los enlaces alrededor de ese átomo.
Reglas: la mejor estructura es la que tiene las cargas formales más pequeñas; una carga formal negativa debe estar en el átomo más electronegativo; todas las cargas formales deben sumar la carga de la molécula o del ion.
La carga formal es solo una herramienta de cuenta. No es la carga real del átomo.
Enlace iónico y energía reticular
Un enlace iónico (electrovalente) se forma cuando un átomo metálico cede electrones a un átomo no metálico y los iones se atraen. Se forma con facilidad cuando:
- el metal tiene una entalpía de ionización baja (pierde electrones con facilidad), y
- el no metal tiene una entalpía de ganancia electrónica muy negativa (capta electrones con facilidad).
Formar Na⁺ a partir de Na en realidad cuesta energía (+496 kJ mol⁻¹), y Cl → Cl⁻ solo devuelve 349 kJ mol⁻¹. Entonces, ¿por qué se forma el NaCl? Porque al ordenar los iones en un cristal se libera muchísima energía.
La energía reticular (entalpía reticular) es la energía necesaria para separar por completo 1 mol de un compuesto iónico sólido en sus iones gaseosos. Para el NaCl es +788 kJ mol⁻¹. Cuanto mayor es la energía reticular, más estable es el sólido. Es mayor cuando los iones son pequeños y tienen mucha carga: el MgO (≈ 3890) está muy por encima del NaCl (788).
Electrovalencia
El número de electrones que un átomo cede o capta es su electrovalencia: Na = 1, Mg = 2, O = 2, Cl = 1.
Pruébalo: forma iones con monedas
Dibuja un círculo grande para el Na con 1 moneda en el borde y un círculo para el Cl con 7 monedas. Mueve la moneda del Na al Cl. Cuenta: ahora el Cl tiene 8. Prueba con el Mg (2 monedas) y dos círculos de Cl: cada Cl toma 1 moneda, así que la fórmula es MgCl₂. Comprueba tu respuesta en el paso de juego libre del 3D.
Fórmulas y definiciones clave
- Carga formal = V − L − B/2
- Electrones para la estructura de Lewis = Σ e⁻ de valencia − (carga positiva) + (carga negativa)
- Energía reticular: MX(s) → M⁺(g) + X⁻(g), ΔH = + (energía necesaria)
- La energía reticular crece con la carga de los iones y disminuye con su tamaño
- Octeto = 8 electrones externos (dueto = 2 para H, Li, iones Be)
Ejemplos resueltos
1. Escribe los símbolos de Lewis del N, el O y el Cl e indica cuántos electrones necesita cada uno para completar el octeto.
Paso 1: El N tiene 5 electrones de valencia, el O tiene 6 y el Cl tiene 7. Paso 2: Necesita = 8 − valencia: el N necesita 3, el O necesita 2, el Cl necesita 1. Respuesta: N (5 puntos, necesita 3), O (6 puntos, necesita 2), Cl (7 puntos, necesita 1).
2. Dibuja la estructura de Lewis del H₂O.
Paso 1: Electrones = 1 + 1 + 6 = 8. Paso 2: El O es el central. Dos enlaces O–H usan 4 electrones. Paso 3: Sobran 4 → 2 pares solitarios en el O. Paso 4: El O tiene 2 enlaces + 2 pares solitarios = 8. Cada H tiene 2. Respuesta: H–O–H con dos pares solitarios en el O.
3. Dibuja la estructura de Lewis del ion nitrato NO₃⁻ y halla el total de electrones.
Paso 1: 5 + 3 × 6 + 1 = 24 electrones. Paso 2: N central con tres enlaces simples N–O (se usan 6), sobran 18. Paso 3: Da a cada O tres pares solitarios (se usan 18). El N solo tiene 6. Paso 4: Convierte un par solitario de un O en un enlace doble: un N=O y dos N–O. Respuesta: 24 electrones; un N=O, dos N–O⁻ (tres formas de resonancia equivalentes).
4. Halla la carga formal de cada átomo del O₃ (O=O–O).
Paso 1: O de la izquierda (enlace doble): V = 6, L = 4, B = 4 → 6 − 4 − 2 = 0. Paso 2: O del medio: V = 6, L = 2, B = 6 → 6 − 2 − 3 = +1. Paso 3: O de la derecha (enlace simple): V = 6, L = 6, B = 2 → 6 − 6 − 1 = −1. Paso 4: Comprobación: 0 + 1 − 1 = 0 = carga del O₃. ✓
5. Halla la carga formal del N en el NH₄⁺.
Paso 1: El N tiene V = 5. Paso 2: No tiene pares solitarios, L = 0. Cuatro enlaces N–H, B = 8. Paso 3: CF = 5 − 0 − 8/2 = +1. Paso 4: Cada H: 1 − 0 − 1 = 0. Total = +1 = carga del ion. ✓
6. ¿Qué estructura de Lewis del CO₂ es mejor: O=C=O u O≡C–O? Usa la carga formal.
Paso 1: O=C=O: cada O: 6 − 4 − 2 = 0; C: 4 − 0 − 4 = 0. Todas son cero. Paso 2: O≡C–O: el O con enlace triple: 6 − 2 − 3 = +1; C: 0; el O con enlace simple: 6 − 6 − 1 = −1. Paso 3: Gana la que tiene las cargas formales más pequeñas. Respuesta: O=C=O es la mejor estructura.
7. Ordena NaCl, MgO y KCl de menor a mayor energía reticular y explica por qué.
Paso 1: El MgO tiene iones con carga 2+ y 2−; los otros tienen 1+ y 1−. Más carga → energía reticular mucho mayor. Paso 2: El K⁺ es más grande que el Na⁺. Ion más grande → iones más separados → menor energía reticular. Respuesta: KCl (717) < NaCl (788) < MgO (≈ 3890 kJ mol⁻¹).
Errores comunes
- Olvidar sumar o restar electrones por la carga de un ion al contar los electrones de una estructura de Lewis.
- Pensar que la carga formal es la carga real del átomo. Es solo una cuenta; las cargas reales dependen de la electronegatividad.
- Decir que el NaCl se forma porque Na → Na⁺ libera energía. En realidad cuesta energía; lo que hace favorable todo el proceso es la energía reticular.
- Poner el H como átomo central. El H solo puede formar un enlace, así que siempre va por fuera.