3 QUIMICA Schaum

REPRESENTACIÓN DEL ENLACE DE VALENCIA 131
Cuando se forma un enlace covalente, la distancia entre los dos núcleos se vuelve mucho menor que cuando no se
forma el enlace. Por ejemplo, la distancia entre los hidrógenos en H 2 es 74 pm, mientras que la suma de los radios de
van der Waals (de no enlace) de los dos átomos de hidrógeno es 240 pm.
Esta unión, que conduce al acercamiento de dos átomos, también se refleja en consideraciones de energía. La
energía de un par de átomos unidos es menor que la suma de las energías de los átomos separados. La energía de
enlace es la magnitud de esta disminución de energía. Desde otro punto de vista, la energía de enlace es la cantidad de
energía, ∆E, necesaria para romper un enlace químico y formar dos fragmentos no enlazados. La formación de enlaces
es exotérmica y la ruptura de enlaces, endotérmica. Las energías de los enlaces covalentes van de unos 150 kJ/mol a
550 kJ/mol para enlaces con un solo par de electrones, que se forman entre elementos de los tres primeros periodos a
temperaturas normales.
Un factor asociado con el proceso del enlace covalente es que los espines de los electrones que forman el enlace,
que no están apareados en los átomos separados, se aparean durante la formación del enlace.
REPRESENTACIÓN DEL ENLACE DE VALENCIA
Hasta ahora, muchos de los ejemplos citados usan la regla del octeto. Esta regla indica que un átomo estable posee
ocho electrones de valencia (la configuración electrónica del gas inerte anterior, la mayor parte de los cuales tiene ocho
electrones de valencia). Algunos de los elementos más ligeros, como el hidrógeno y el litio, tendrán la configuración
electrónica del helio (dos electrones en la capa externa). No es necesario que los electrones se encuentren en pares y,
además, los electrones compartidos en los enlaces se cuentan para cada átomo del enlace. Es importante hacer notar
que un enlace sencillo covalente consiste en un par de electrones compartidos; un enlace doble tiene dos pares compartidos
y un enlace triple posee tres pares compartidos. Las distancias de enlace suelen ser menores y las energías de
enlace suelen ser mayores para enlaces múltiples que para enlaces sencillos.
Las fórmulas estructurales, como las de la figura 9-1, son típicas de las distribuciones de electrones de valencia en
las moléculas covalentes y los iones. Esas estructuras no indican los ángulos o las longitudes de enlace reales, en las
variedades tridimensionales como el cloruro de metilo, amoniaco y el ion amonio; sólo muestran la cantidad de enlaces
que unen a los átomos participantes. En estas fórmulas o estructuras de Lewis, una línea entre dos átomos representa
un par de electrones compartidos y un punto representa un electrón no compartido. En general, los electrones no compartidos
se presentan en pares, pares libres, en un solo átomo. Dos líneas representan un enlace doble, y tres líneas un
enlace triple. La cantidad total de electrones que se muestra en una estructura molecular es igual a la suma de la cantidad
de electrones de valencia en los átomos libres: 1 para H, 4 para C, 5 para N, 6 para O y 7 para Cl. Para una
estructura iónica, se debe agregar un electrón más a esta suma, por cada unidad de carga negativa en el ion total, como
en OH − . De manera inversa, se debe restar un electrón de la suma por cada unidad de carga positiva en el ion, como
en el ion amonio. La cantidad de pares de electrones compartidos por un átomo forman su covalencia.
La covalencia del hidrógeno siempre es uno, porque no puede formar más de un enlace químico. La covalencia del
oxígeno casi siempre es dos, y a veces uno. La covalencia del carbono es cuatro, casi en todos sus compuestos estables;
puede haber enlaces sencillos, dobles o triples, pero la cantidad total de enlaces es cuatro. Aunque la regla del octeto
no es algo rígido para el enlace químico, siempre la obedecen C, N, O y F en casi todos sus compuestos. Con frecuencia,
los elementos de los periodos tercero o mayores rebasan la regla del octeto.
Cloruro
de metilo
Amoniaco Ion amonio Ion
hidróxido
Dióxido
de carbono
Acetileno
Figura 9-1