3 QUIMICA Schaum

REPRESENTACIÓN DEL ENLACE DE VALENCIA 133
3. Al oxígeno que aparece en el lado izquierdo, con enlace doble, se le asignan 6 (4 de los pares no compartidos, más la mitad de
los dos pares compartidos), con lo que la CF = 6 − 6 = 0.
Figura 9-3
Una regla aproximada para indicar que una estructura admisible de Lewis cuenta más que otra consiste en que las
estructuras tengan el mínimo de cargas formales. Se deben evitar, en especial, estructuras con cargas formales de
magnitud mayor que 1 y estructuras en las que las cargas formales del mismo signo estén ubicadas en átomos adyacentes.
Momentos dipolares y electronegatividad
Algunos procedimientos experimentales proporcionan información sobre la distribución real de las cargas dentro de
una molécula (no es una asignación arbitraria de cargas formales). Uno de esos procedimientos es la medición del
momento dipolar. Un dipolo eléctrico es un objeto neutro que tiene una carga positiva de magnitud q y una carga igual,
pero opuesta o negativa, en un lugar separado (las cargas se anulan y el total es neutro). El grado hasta el cual un dipolo
se alinea en un campo eléctrico depende del momento dipolar (medible), que se define como el producto de q por
la distancia d que separa a las cargas (+) y (−).
En una molécula diatómica covalente cabe esperar que el dipolo sea cero si los electrones de enlace se comparten
realmente por igual entre los dos átomos. Ése es el caso en las moléculas del tipo X 2 (H 2 , N 2 , etc.), donde se unen dos
átomos idénticos. En el tipo XY, más general, se unen dos clases distintas de átomos (C H, N O, etc.) y se suele
observar un momento dipolar. Esto se explica imaginando que en el enlace uno de los átomos, Y, tiene mayor atracción
por los electrones compartidos que X. Se dice que Y tiene mayor electronegatividad que X. La electronegatividad se
relaciona con otras propiedades atómicas; en general, los átomos con energías de ionización altas o altas afinidades
electrónicas suelen tener altas electronegatividades. Los elementos más electronegativos, en orden de electronegatividad
decreciente, son F > O > N ∼ = Cl. Los metales son menos electronegativos que los no metales. Hay que recalcar
que el carbono sólo es un poco más electronegativo que el hidrógeno, en especial cuando se consideran moléculas
orgánicas.
Orbitales híbridos
La asignación de electrones a los diversos orbitales atómicos (capítulo 8) se hace de acuerdo con la distribución electrónica
en el estado fundamental, el estado que tiene menor energía, de un átomo libre aislado. Acorde con las siguientes
configuraciones de estado fundamental de los elementos del segundo periodo, excepto el flúor (¿recuerda la razón?),
se diría que la covalencia máxima de un elemento debería ser igual a la cantidad de electrones desapareados. Esto se
supondría porque cada uno de los átomos que se enlazan participa con un electrón desapareado en la formación del
enlace covalente, como ya se describió.
B [He]2s 2 2p 1 o bien [He]2s ↑↓ 2p ↑ x
C [He]2s 2 2p 2 o bien [He]2s ↑↓ 2p ↑ x 2p ↑ y
N [He]2s 2 2p 3 o bien [He]2s ↑↓ 2p ↑ x 2p ↑ y 2p ↑ z
O [He]2s 2 2p 4 o bien [He]2s ↑↓ 2p ↑↓
x 2p ↑ y 2p ↑ z
De acuerdo con la ubicación de los electrones desapareados, las covalencias máximas de los elementos B, C, N y O
deberían ser 1, 2, 3 y 2, respectivamente. Estas predicciones explican la mayor parte de los compuestos conocidos y
los iones complejos del nitrógeno (por ejemplo, NH 3 , NO 3 − ) y del oxígeno (por ejemplo, H 2 O, CH 3 OH, HOOH), pero
no la trivalencia frecuentemente observada (+3) del B (por ejemplo, BI 3 ) o la tetravalencia (±4) del carbono (por
ejemplo, CH 4 , CCl 4 , CH 3 OH).