Estudiemos las moléculas para comprender cómo se forman enlaces con diferente fuerza y cómo es que a veces se forman iones y otras sólo se comparten los electrones.
Por ejemplo, en la molécula de hidrógeno, cada átomo de hidrógeno sólo tiene un electrón de valencia, mientras que cada átomo de la molécula de cloro (Cl2) tiene siete electrones a su alrededor, en una disposición similar al del gas noble argón (Ar). Cuando los átomos reaccionan unos con otros, para alcanzar su estabilidad química, intentan tener la misma configuración electrónica estable propia de los gases nobles (excepto para el helio); cuando esto sucede, se dice que estos átomos siguen la regla del octeto. La configuración de gas noble se logra ganando o perdiendo electrones.
En la imagen que te presentamos puedes observar la configuración electrónica estable característica de todos los gases nobles.
Regla del octeto de Lewis
La tendencia de los elementos a tener ocho electrones en el nivel más externo de su configuración electrónica fue reconocida por Gilbert Lewis y la llamó regla del octeto que dice que “los átomos pueden lograr la estabilidad alcanzando ocho electrones en su nivel energético externo (dos para el caso de los átomos más pequeños)”.
La regla de octeto, indica que al enlazarse dos átomos iguales, cada átomo adquiere la estructura de un gas noble y así, ambos átomos se encontrarán rodeados de ocho electrones en su última capa energética.
En la siguiente imagen se muestra la estrecha relación entre la estructura de Lewis y la regla del octeto y su importancia para formar enlaces químicos.
Como en toda regla, la regla del octeto también tiene excepciones.
El oxígeno, el nitrógeno y el carbono son compuestos que no cumplen con la mencionada regla ya que se organizan de manera diferente; de igual manera, son excepción otros tres elementos más: el aluminio (Al), el berilio (Be) y el boro (B).
Enlace químico
Ya sabemos que un compuesto se forma cuando dos o más átomos se unen químicamente, que sus propiedades químicas y físicas dependen de su tipo de unión química; sin embargo, también debemos entender que para unir a los átomos (unión química) se requiere energía (calor, luz, energía química o energía eléctrica) y que la estructura electrónica de los compuestos es útil para explicar sus propiedades.
De lo anterior podemos afirmar que los electrones (electrones de valencia) que se encuentran en el último nivel de energía (capa o nivel de valencia) son los que determinan el tipo de enlace químico que se forma al unirse átomos iguales o diferentes.
Estructuras de Lewis
Recordemos un hecho histórico importante. En 1915, el químico estadounidense Gilbert Newton Lewis propuso que los enlaces se forman entre los átomos porque los electrones de los átomos interactúan entre sí. En ese mismo año, también propuso una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y sus pares de electrones de valencia.
Las estructuras de puntos de Lewis son un sistema de notación de puntos muy útil para representar al símbolo del elemento rodeado de puntos que representan los electrones de valencia de un átomo para explicar la estructura de las moléculas y facilitar el estudio y comprensión de cómo se forma un enlace químico.
 | Las estructuras de puntos de Lewis |  | |||||
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En el siguiente esqueleto de tabla periódica puedes observar las estructuras de Lewis para los elementos metálicos, no metálicos y metaloides.
El oxígeno forma una gran cantidad de compuestos, como vimos los óxidos son los que se forman de la reacción del oxígeno contenido en el aire con los metales y no metales que se encuentran en la corteza terrestre. Observemos las siguientes reacciones de formación de óxidos.
Ahora veamos las reacciones por las cuales se forman estos compuestos, en las cuales podemos apreciar la Ley de la Conservación de la masa.
Estas reacciones dan como producto compuestos donde se pueden compartir o ceder electrones, este comportamiento lo explica Lewis, vamos a echarle un vistazo a las estructuras de Lewis de los óxidos metálicos y no metálicos.
Ejemplo de Estructura de Lewis del óxido de aluminio (óxido metálico).
Ejemplo de la estructura de Lewis del dióxido de carbono (óxido no metálico).
Actividad H5P
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