Tras la pista de la estructura de los materiales: aportaciones de Lewis y Pauling

Entender cómo y porqué se combinan los elementos para dar lugar a los diferentes compuestos es de primordial importancia para el desarrollo de la química, ya que permite entender y predecir cómo y porqué reaccionan las sustancias y a partir de ello diseñar métodos para obtener nuevos compuestos.

Hasta finales del siglo xix, los químicos adquirieron una enorme experiencia en la preparación de sustancias; sin embargo, los principios que explicaban porqué las sustancias reaccionaban de esa manera eran aún desconocidos (lo cual equivale a preparar un pastel perfecto sin saber qué función tiene cada uno de los ingredientes).

Este conocimiento se logró gracias a los modelos atómicos y moleculares desarrollados a principios del siglo xx. Uno de los modelos más exitosos fue el propuesto por Gilbert N. Lewis (figura 9), quien en 1916 planteó que cuando dos átomos se unen para formar un enlace covalente, lo hacen compartiendo dos electrones (lo que se conoce como par electrónico).

Compartir electrones tiene implicaciones importantes para calcular el número de electrones que rodean un átomo. Por ejemplo, un átomo de hidrógeno contiene sólo un electrón, el cual se mueve alrededor del núcleo de este átomo. Cuando dos átomos de hidrógeno (llamaremos a uno H(a) y al otro H(b)) se unen (compartiendo electrones), forman un enlace covalente H

(a)—H

(b). Entonces, el electrón que antes sólo se movía

alrededor de H

(a), ahora también lo hace alrededor de H

(b). Lo mismo sucede con el

electrón que antes sólo se movía alrededor de H

(b)

: ahora también se mueve alrededor de H(a). Cuando nos preguntamos con cuántos electrones interacciona cada uno de los átomos de hidrógeno, la respuesta es: con dos.

Esto sucede cada vez que se forma un enlace covalente: cada par de electrones que se comparte incrementa un electrón a la cuenta total de electrones alrededor de los átomos que participan: al escribir H—H los dos electrones representados en el enlace (—) contribuyen a la cuenta electrónica de ambos átomos (figura 10).

FIGURA 9. Gilbert N. Lewis (1875-1946) fue un fisicoquímico estadounidense que hizo grandes aportaciones a la química, entre las que se encuentran el modelo de enlace covalente y la regla del octeto (que veremos más adelante).

FIGURA 10. En la cuenta de los electrones que le corresponden a cada átomo de hidrógeno consideramos el par del enlace que está formando, por lo que decimos que cada átomo de hidrógeno tiene 2 electrones. En el caso del nitrógeno contamos los electrones de los 3 enlaces que forma (2 cada uno) y los 2 electrones que no comparte con ningún átomo, lo cual da un total de 8 electrones.

Comunica tus avances en ciencias

Calcula el número de electrones de algunas moléculas. 1. Observa las figuras y calcula la cantidad de electrones alrededor de cada uno de los átomos de las moléculas. En la siguiente tabla, anota el número junto al elemento (observa el ejemplo resuelto). H2O CH3OH HCl SCl2 CH3CO2H PCl3 O 5 8 C 5 Cl 5 S 5 C 5 P 5 H = 2 H = H = Cl = H = Cl = H = 2 H = Cl = H = Cl = H = H = Cl = O = C = H = O = O = H = 2. Compara tus resultados con los de un compañero y discútanlos. 3. Respondan las siguientes preguntas con ayuda de su maestro: • ¿Hay algún dato que les llame la atención? ¿Cuál y por qué?

Como pudiste observar en la actividad anterior, la mayoría de los átomos, al combinarse, tienden a tener ocho electrones en la capa más externa. ¿Recuerdas que el número de electrones de valencia de los elementos representativos coincidía con el número romano de la familia? ¿Cuántos electrones deben entonces tener los gases nobles en su última capa? ¿Encuentras alguna relación con la actividad que acabas de realizar? ¿Recuerdas cuál era el comportamiento químico de los gases nobles?

En el bloque anterior, cuando hablábamos de los gases nobles (los elementos de la familia viii A o 18), mencionamos que éstos en general no reaccionan. Una de las razones a las que se atribuye esta baja reactividad es el número de electrones en su última órbita; así, se dice que los elementos que al reaccionar con otros adquieren el mismo número de electrones que un gas noble, ganan estabilidad.

Lo anterior también se conoce como regla del octeto, que resulta de gran utilidad para predecir en qué proporción se combinan los átomos de los diferentes elementos, ya que muchos de los compuestos de los elementos representativos siguen esta regla.

Incluso el hidrógeno adquiere los mismos electrones que un gas noble, sólo que el gas noble con el que debemos compararlo es el helio, que sólo tiene dos electrones.

Selecciona las especies más estables. 1. En cada inciso, selecciona la especie que consideres sea la más estable:

a.

• ¿A qué gas noble se parece la especie que seleccionaste? R:_______

Comunica tus avances en ciencias

+8

O

2–+8 +8

–

O O

b.

• ¿ A qué gas noble se parece la especie que seleccionaste? R:_______

c.

• ¿ A qué gas noble se parece la especie que seleccionaste? R:_______ 2. ¿Consideras que la regla del octeto propuesta por Lewis es útil para predecir la estabilidad de una especie? Explica.

+12 +12 +12

+ 2+

Mg Mg Mg

+17 +17 +17

Cl Cl Cl

Elabora modelos

Predice la estructura de Lewis de algunas moléculas.

1. Predice las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas, considerando que los átomos obedecen a la regla del octeto. Si lo consideras necesario, puedes apoyarte en modelos tridimensionales en los que representes los átomos con bolitas de plastilina y los enlaces, con palillos. • Amoniaco (NH3) • Tetracloruro de carbono (CCl4)

• Oxígeno (O2) • Dióxido de carbono (CO2) • Nitrógeno (N2) 2. Compara tus respuestas con las de un compañero y contesten: • ¿Tuvieron dificultad para proponer la estructura de algunos de los compuestos? ¿Cuáles? ¿Por qué?

En la actividad anterior te pudiste dar cuenta de que hay moléculas en las cuales los átomos que participan en el enlace deben compartir más de un par de electrones para completar su octeto; tal es el caso de la molécula de oxígeno.

Como recordarás, el átomo de oxígeno tiene 6 electrones en su última capa y su valencia es 2, es decir, forma 2 enlaces, con lo que obtiene ocho electrones en la capa de valencia, cumpliendo la regla del octeto.

En una molécula de O2, la única manera de conseguir que ambos átomos de oxígeno estén rodeados de ocho electrones es cuando cada uno aporta dos electrones al enlace, formando lo que se conoce como doble enlace, en el que participan en total cuatro electrones (figura 11).

Así como la molécula de O2, existen otras moléculas como la de nitrógeno (N2) en la que los átomos participantes completan su octeto aportando cada uno tres electrones al enlace, con lo que comparten un total de seis electrones y dan lugar a enlaces triples formados por un total de tres pares de electrones (figura 12).

La formación de enlaces dobles y triples tiene más implicaciones de las que te imaginas. Seguramente has oído hablar de las grasas saturadas e insaturadas; ambas son muy semejantes, pues presentan en su estructura largas cadenas de átomos de carbono; la longitud de estas cadenas es muy variable, pues puede ir desde 6 o 7 hasta más de 20 átomos de carbono. La diferencia entre las grasas saturadas y las insaturadas radica en el tipo de enlaces carbono-carbono presentes en sus moléculas: en las grasas saturadas todos los enlaces C-C son enlaces sencillos (-CH2-CH2-), mientras que en las grasas insaturadas algunos de los átomos de carbono están unidos mediante enlaces dobles (-CH=CH-). El nombre de saturadas e insaturadas se debe a que en las primeras los átomos de hidrógeno “saturan” las valencias (enlaces) de los átomos de carbono, mientras que en las segundas esto no sucede.

a

Etanol

b

Dióxido de carbono

c

Monóxido de carbono

Aprecia en el siguiente interactivo cómo algunos elementos de la tabla periódica completan su capa externa, con lo que se cumple la regla del octeto.

www.fisica-quimicasecundaria-bachillerato. com/animaciones-flashinteractivas/quimica/ tabla_periodica_ mendeleiev_elementos_ clasificacion_electronica_ estructura_regla_octeto_ dueto.htm

FIGURA 11. El oxígeno molecular está formado por dos átomos de oxígeno que comparten cuatro electrones para que cada uno tenga ocho electrones en la capa de valencia.

FIGURA 12. En la naturaleza existen (a) enlaces sencillos (formados por un par electrónico), (b) dobles (formados por dos pares electrónicos) y (c) triples (formados por tres pares electrónicos).

a b

FIGURA 13. En la naturaleza existen grasas saturadas, usualmente de origen animal, como la manteca que se usa para freír (a), e insaturadas, más comunes en las grasas de origen vegetal como el aceite de oliva (b). El ácido mirístico (c) está presente en la manteca, mientras que el ácido oleico (d) lo encontramos en el aceite de oliva.

c

Ácido mirístico

d

Los dobles enlaces en las grasas insaturadas hacen que las moléculas sean más rígidas y entonces sea más difícil que se acomoden para formar un sólido, por lo que normalmente son líquidas (aceites), mientras que las cadenas de las grasas saturadas, al ser menos rígidas, se acomodan más fácilmente para formar un sólido (grasas) (figura 13). Por ello, las grasas saturadas se acumulan fácil y peligrosamente en nuestras venas y arterias, dando origen a problemas de salud conocidos como enfermedades cardiovasculares (¿has oído hablar del infarto? ¿Sabes cuál es una de sus principales causas?).

Ácido oleico

FIGURA 14. En el modelo de enlace iónico consideramos que se forman iones negativos cuando un átomo gana electrones e iones positivos cuando los pierde, los cuales permanecen unidos por la fuerza electrostática que hay entre ellos. Electronegatividad Hasta ahora hemos visto que las aportaciones de Lewis ayudan a entender el enlace covalente, pero, como recordarás, los elementos también pueden formar enlaces metálicos y enlaces iónicos.

En el modelo de enlace iónico se considera que los electrones no se comparten, sino que son cedidos de un átomo a otro. En este caso, los elementos involucrados también tienden a poseer ocho electrones en la capa de valencia como los gases nobles. Por ejemplo, en el cloruro de sodio (NaCl) el sodio (Na) pierde su único electrón de la capa de valencia, adquiriendo el mismo número de electrones que el neón (Ne); mientras que el cloro (Cl), que tiene 7 electrones en su capa de valencia, gana un electrón y con ello obtiene ocho electrones en su capa de valencia, como el argón (figura 14).

Como estudiamos en el bloque anterior, existen modelos para explicar los tres tipos de enlace; sin embargo, ¿cómo podemos saber qué tipo de enlace se forma? Para contestar esta pregunta recurrimos a uno de los trabajos del químico estadounidense