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Enlace químico
Aspectos Teóricos
Los átomos se unen para formar otras especies químicas que poseen menor contenido energético que las
especies atómicas de procedencia. En la formación de esos enlaces se desprenderá una energía a la que
se denominará energía de enlace.
Cuatro son los modelos de enlace que se van a abordar a continuación: enlace covalente, enlace metálico,
enlace iónico yenlaces intermoleculares.
En todos ellos, la electronegatividad presenta un papel primordial como vemos a continuación:

1) Enlace covalente.
Es el que se da entre elementos de electronegatividad semejante.
Dentro de este enlace existen a su vez dos modelos diferentes conocidos con los nombres de: Teoría de
enlace de valencia y Teoría de orbitales moleculares. En este texto sólo se va apresentar la primera de
ellas. Antes de ellas veamos la famosa teoría de Lewis.

Teoría de Lewis.
El inicio de este modelo se le atribuye a Lewis que en 1916 observó la falta de reactividad que tenían los
gases nobles y supuso que esa inercia a la reacción era debida a la estructura electrónica que poseían en
la última capa (capa de valencia), todos los gases nobles, a excepción del helio quetiene de configuración
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electrónica 1s , tienen en su última capa la configuración de ns p .
Lewis consideró que esos gases del grupo 18 eran tan estables porque tenían el mínimo de energía y que
el resto de los átomos deberían imitar ese comportamiento es decir alcanzar la configuración del gas noble
que le antecede o le precede en la tabla periódica. La forma de conseguir esaconfiguración de gas noble
era compartiendo un par de electrones entre dos átomos. Al compartir el par electrones los dos átomos
adoptaban la configuración de gas noble y quedaban unidos. Por ejemplo:
El hidrógeno, H2, los dos hidrógenos comparten un par de electrones y ambos átomos adquieren la
configuración del gas He: H • + H • → H – H
Dependiendo del número de electrones que precise, un átomopuede formar uno o más enlaces. Observa
este hecho en las siguientes moléculas:

En el oxígeno, los dos átomos de oxigeno comparten dos pares de electrones y los dos átomos dentro de
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la molécula tienen la configuración en su capa de valencia de 2s p .
En el nitrógeno, los dos átomos de nitrógeno comparten tres pares de electrones para adquirir ambos la
configuración de gas noble.
Cuantomayor numero de electrones compartan los dos átomos, más fuerte será el enlace resultante y más
próximos entre sí se situarán los dos átomos (menor distancia de enlace).
En estas representaciones de Lewis (Diagramas de Lewis) se observa que no todos los pares de
electrones que rodean a un átomo están formando enlace (pares compartidos) sino que alguno o algunos
pertenecen sólo a un átomo ypor lo tanto esos pares de electrones no forman enlaces pares no
compartidos). En el amoniaco existen tres pares compartidos con los hidrógenos y un par no compartido,
en el agua hay dos pares compartidos con los hidrógenos y dos pares no compartidos.

El modelo de Lewis no era suficiente para explicar algunos enlaces en los que los átomos en un
compuesto presentaban más o menos electrones quelos del famoso octeto. No obstante, a pesar de esos
inconvenientes, este modelo ampliado suele ser útil cuando se utiliza para la determinación de la
geometría de las moléculas.

Mas allá de la regla del octeto
+ En el pentadoruro de fósforo, el fósforo comparte sus 5 electrones de a capa de valencia y forman 5
enlaces; llega a tener 10 electrones en su capa externa.

+ Hay compuestos enlos que algún átomo puede llegar a tener 12 y hasta 14 electrones, porque forma 6 y
7 enlaces, respectivamente. Un ejemplo del primer tipo es el hexafluoruro de azufre (SF6), y del segundo,
el heptafluoruro de yodo (IF7)

La posibilidad de formar más enlaces de los que permite la regla del octeto se da en elementos del tercer
período y posteriores. A partir del tercer período aparecen los...