Descubre los Enlaces Químicos: Tipos y Estabilidad Atómica

Uniones Químicas: Fundamentos de la Estabilidad Atómica

Los átomos no existen solos en la naturaleza, sino que siempre están combinados con otros átomos formando compuestos químicos.

La Regla del Octeto: Clave de la Estabilidad Atómica

Todos los átomos, para mantenerse estables, necesitan tener una estructura de ocho electrones (8e⁻) en su última órbita, también conocida como capa de valencia. De esta forma, buscan parecerse a los elementos del grupo 8 (o grupo 18, gases nobles) de la tabla periódica, que son intrínsecamente estables y no suelen combinarse con otros elementos.

Para lograr esta estructura de 8e⁻ en su última órbita, los átomos se unen mediante tres tipos principales de uniones:

• Unión Electrovalente o Iónica
• Unión Covalente
• Unión Covalente Coordinada o Dativa

Unión Electrovalente o Iónica

Este tipo de unión se produce cuando un átomo cede su electrón (o electrones) de valencia, el cual es captado por otro átomo. El objetivo es que ambos completen sus respectivos octetos.

Ejemplo: Cloruro de Sodio (NaCl)

En este caso, observamos que el cloro (Cl) tiene 7e⁻ en su última órbita (le falta 1 para completar su octeto). El sodio (Na) tiene un electrón en su última órbita; es imposible que gane 7e⁻, por lo tanto, pierde el e⁻ de valencia, cediéndoselo al cloro.

El sodio queda con 8e⁻ en la órbita anterior como su nueva última órbita, mientras que el cloro, que tenía 7e⁻ en su última órbita, captó el electrón del sodio (el que le cedió). De esta forma, ambos átomos completaron sus respectivos octetos.

El sodio, al perder un electrón, quedó con una carga positiva (Na⁺); el cloro, al ganar un e⁻, quedó con una carga negativa (Cl⁻). A estos átomos con carga eléctrica se los denomina iones. Como ya dijimos, este tipo de unión la realizan principalmente los metales con los no metales, y los compuestos iónicos resultantes son característicos por ser conductores de la corriente eléctrica cuando están fundidos o disueltos.

Unión Covalente

Este tipo de unión la realizan principalmente los no metales entre sí y se lleva a cabo de la siguiente forma: entre dos átomos, cada uno aporta un electrón, formando pares electrónicos compartidos que son utilizados por ambos átomos. A esta compartición se la denomina covalencia.

• Cuando se comparte un solo par electrónico, la unión se denomina covalente simple.
• Si se comparten dos pares electrónicos, la unión se denomina covalente doble.
• Si se comparten tres pares electrónicos, la unión se denomina covalente triple.

Este tipo de unión no genera carga eléctrica en los átomos y se realiza entre no metales.

Ejemplo: Dióxido de Carbono (CO₂)

En el caso del dióxido de carbono (CO₂), vemos cómo el átomo de carbono forma una unión covalente doble con cada uno de los átomos de oxígeno. De esta forma, cada uno de estos tres átomos (un carbono y dos oxígenos) completa sus respectivos octetos.

Ejemplo: Molécula de Oxígeno (O₂)

En el caso del oxígeno (O₂), cada átomo de oxígeno aporta dos electrones para formar dos pares electrónicos. Así, por medio de una unión covalente doble, ambos átomos completan sus respectivos octetos.

Ejemplo: Molécula de Cloro (Cl₂)

En el caso del cloro (Cl₂), cada átomo de cloro aporta un electrón, formando un par electrónico compartido. De esta forma, cada átomo de cloro completa su octeto, quedando unidos por una unión covalente simple.

Unión Covalente Coordinada o Dativa

Este tipo de unión es una variante de la unión covalente donde solo uno de los átomos aporta el par de electrones que será compartido por ambos.

Ejemplo: Dióxido de Azufre (SO₂)

En este tipo de unión, el azufre (S) forma una unión covalente doble con uno de los oxígenos (O). De esta forma, tanto el azufre como ese primer oxígeno completan sus respectivos octetos.

El segundo oxígeno se une al azufre por medio de la unión coordinada. Este tipo de unión, también llamada dativa, se realiza cuando ya no se pueden formar más uniones covalentes "tradicionales" (donde cada átomo aporta un electrón). Se lleva a cabo de la siguiente forma: el azufre aporta un par de electrones que son utilizados tanto por él como por el segundo oxígeno. Es decir, un solo átomo (el azufre, en este caso) aporta el par de electrones que son utilizados por ambos átomos, y de esa forma, el segundo oxígeno completa su octeto.