Enlace Covalente

EL ENLACE COVALENTE

La teoría del enlace covalente fue propuesta en 1916 por el químico americano Gilbert Newton Lewis, al introducir la noción de un enlace covalente en el que la combinación química entre dos átomos se produce al compartir un par de electrones, con un electrón donado por cada átomo.

Un enlace covalente se forma por la compartición de electrones. El modelo más simple lo constituye la idea de que un átomo formará tantos enlaces covalentes como electrones desapareados posea. Cada electrón desapareado lo emplearía en un enlace con otro átomo que a su vez pondría el suyo propio, quedando así un enlace a través de estos electrones, que pertenecerían simultáneamente a ambos átomos. Al número de electrones desapareados que posee un átomo se le denomina covalencia, y corresponde al número de enlaces covalentes que puede formar.

Cuando no existe suficiente diferencia de electronegatividad entre los átomos como para que exista una transferencia electrónica, se tendrá como resultado la compartición de uno o más pares de electrones entre los átomos, es decir que se forma un enlace covalente, dando lugar a una molécula con energía de atracción débil, constituyendo sustancias con bajos puntos de fusión y ebullición en comparación con las que presentan enlaces iónicos.

El enlace covalente puede ser: simple, doble o triple, según la forma de compartir uno, dos o tres pares de electrones respectivamente. En esta categoría se puede encontrar sustancias como el oxígeno, hidrógeno, nitrógeno, dióxido de carbono, naftaleno, agua, amoníaco, etc, muchas de las cuales se encuentran a temperatura y presión ordinarias en forma de gases constituidos por moléculas de una gran estabilidad.

Como ejemplo de una molécula con enlace covalente puede considerarse al cloro gaseoso, esta sustancia existe en la naturaleza como molécula diatómica (Cl2 ). Cada átomo de cloro posee en su configuración electrónica externa un electrón libre, por consiguiente al acercarse dos átomos en las mismas condiciones, los electrones son atraídos de manera simultánea por ambos núcleos, lográndose la formación de un enlace por compartición de electrones, es decir un enlace covalente.

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES

1. Los compuestos con enlaces covalentes existen como gases, líquidos o sólidos con puntos de fusión, por lo general menores que 300 0C.

2. La mayoría son insolubles en disolventes polares, pero solubles en disolventes no polares (compuestos orgánicos) como el hexano (C6H14) o benceno ( C6H6).

3. Los compuestos covalentes líquidos o fundidos no conducen la electricidad.

4. En solución acuosa (disueltos en agua) suelen ser malos conductores de la electricidad porque no contienen partículas con carga.

ENLACES COVALENTES POLARES Y APOLARES

Los enlaces covalentes pueden ser polares o no polares (apolares). Los átomos similares que comparten electrones poseen una distribución de carga simétrica permitiendo definir propiedades isotrópicas en las moléculas, es decir que no poseen regiones preferenciales de electronegatividad, como es el caso del cloro gaseoso, Cl2 y el hidrógeno gaseoso, H2. Este tipo de enlace se denomina no polar o apolar en función de la diferencia de electronegatividades, por consiguiente el cambio de energía es aproximadamente igual a cero.

En un enlace no polar, como el de la molécula de hidrógeno gaseoso ( H2 ), el par de electrones se comparte por igual entre los dos núcleos de hidrógeno, esto debido a que ambos átomos de hidrógeno poseen el mismo valor de electronegatividad, lo que implica que los electrones que comparten experimenten igual atracción por ambos núcleos y por lo tanto, pasan el “mismo tiempo” cerca de cada núcleo.

En un enlace covalente no polar la densidad electrónica es simétrica en torno a un plano perpendicular a la línea que une a los dos núcleos. Este tipo de enlace se lleva a cabo entre elementos de la misma clase, formando moléculas diatómicas (H2, N2, F2 y Cl2). Los enlaces covalentes en todas las moléculas diatómicas homonucleares son de tipo no polar.

Por otra parte, las moléculas diatómicas heteronuclerares, tienden a presentar enlace covalente polar. Por ejemplo, la molécula de fluoruro de hidrógeno, HF, que a temperatura ambiente se presenta como una sustancia gaseosa presenta entre sus átomos enlace covalente, este enlace tiene cierto grado de polaridad debido a que los átomos de H y F no tienen igual electronegatividad, y por lo mismo no atraen a los electrones de igual manera.

La electronegatividad del hidrógeno es 2.1 y la del flúor 4.0, es evidente que el átomo de flúor por tener mayor electronegatividad, atrae el par de electrones compartidos con mayor fuerza que el hidrógeno, dando lugar a una distribución asimétrica de densidad electrónica; la densidad electrónica se distorsiona en dirección del átomo de flúor por ser el más electronegativo, haciendo que el átomo de hidrógeno sea ligeramente positivo (adquiere una carga parcial positiva), mientras que el átomo de flúor adquiere una carga parcial negativa, siendo estas cargas las que permiten definir a la molécula de HF como una molécula polar (posee un polo positivo y uno negativo). Generalmente las cargas parciales se representa con la letra griega “delta” (δ), para el HF, la representación es:

Los enlaces covalentes polares pueden considerarse intermedios entre los enlaces covalentes puros ( no polares ), en los que el par de electrones se comparten de manera igual, y los enlaces iónicos puros (en los que hay transferencia total de electrones de uno a otro átomo. Otro par de moléculas que presentan enlace covalente polar son las moléculas de agua y las del cloruro de hidrógeno (HCl). La polaridad del enlace que une los átomos de estas moléculas resulta por la diferencia de electronegatividades entre sus átomos constituyentes, dando como resultado una desigual compartición de electrones. El átomo de cloro tiene una atracción más fuerte que al átomo de hidrógeno hacia los electrones que comparten.

ELECTRONEGATIVIDAD Y CRITERIO PARA DETERMINAR EL TIPO DE ENLACE EN UNA MOLÉCULA

Cuando se desea determinar el tipo de enlace que presenta una molécula, resulta de importancia el siguiente esquema, el cual de acuerdo a las diferencias de electronegatividad entre los átomos de un enlace permite establecer si el enlace se cataloga como iónico, covalente, covalente polar o apolar.

DIFERENCIAS DE ELECTRONEGATIVIDAD

0.1 0.7 1.7 3.2

apolar polar

enlace covalente enlace iónico

Para diferencias de electronegatividad también se asocia un porcentaje de carácter iónico en un enlace, este permite establecer también indirectamente el carácter covalente porcentual.

TABLAS PARA DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDAD

Diferencia de electronegatividad 0.1 0.2 0.3 0.4 0.4 0.6 0.7 0.8 0.9 1.0 1.1 1.2 1.3 1.4 1.5

Porcentaje de cacarácter iónico 0.5 1 2 4 6 9 12 15 19 22 26 30 34 39 43

Diferencia de electronegatividad 1.6 1.7 1.8 1.9 2.0 2.1 2.2 2.3 2.4 2.5 2.6 2.7 2.8 2.9 3.0 3.1 3.2

Porcentaje de carácter iónico 47 51 55 59 63 67 70 74 76 79 82 84 86 88 89 91 92

Ejemplo: Determinar el tipo de enlace, el carácter iónico y covalente porcentual que poseen las siguientes moléculas:

a) NaBr (Bromuro de sodio)

b) H2S (Sulfuro de hidrógeno)

c) O2 (Oxígeno molecular)

SOLUCIÓN PARA EL NaBr.

En primer lugar se determina la electronegatividad de cada uno de los átomos que forman la molécula de NaBr.

De la tabla periódica se encuentra que: electronegatividad para el sodio = 0.9

electronegatividad para el cloro = 3.0

Ahora se determina la diferencia de electronegatividad: 3.0 - 0.9 = 2.1

Con la diferencia de electronegatividad y el diagrama para diferencias de electronegatividades se puede establecer el tipo de enlace que posee la molécula.

DIFERENCIAS DE ELECTRONEGATIVIDAD

0.1 0.7 1.7 2.1 3.2

Del diagrama se puede establecer que NaBr es un compuesto iónico, debido a que 2.1 queda en la región del enlace iónico. Con esa misma diferencia de electronegatividad y con la ayuda de las tablas para diferencias de electronegatividad, se encuentra que:

Para la diferencia de 2.1, el carácter iónico porcentual es de 67%; el porcentaje para completar 100% es de 33%.

Finalmente, el carácter porcentual para la molécula es: 67% iónico y 33% covalente

SOLUCIÓN PARA EL H2S

Electronegatividad para el hidrógeno = 2.1

Electronegatividad para el azufre = 2.5

Diferencia de electronegatividad = 2.5 - 2.1 = 0.4

Del diagrama de electronegatividad se encuentra que para 0.4 el enlace se cataloga como covalente ( covalente apolar ).

DIFERENCIAS DE ELECTRONEGATIVIDAD

0.1 0.4 0.7 1.7 3.2

De las tablas para diferencias de electronegatividad, para 0.4 el porcentaje de carácter iónico es 4%; para completar el 100%, el resto es 96%.

Finalmente, el carácter porcentual para la molécula es: 4% iónico y 96% covalente

SOLUCIÓN PARA O2:

En la molécula hay dos átomos de oxígeno, ambos con igual electronegatividad: al establecer la diferencia de electronegatividad el resultado es cero. Cuando la diferencia es cero, el enlace se cataloga como enlace covalente puro.

Cuando se trata de un enlace covalente puro, el carácter porcentual iónico es “cero”, mientras que el porcentaje de carácter covalente “100%”.

EL ENLACE COVALENTE COORDINADO

Cuando el par de electrones compartidos pertenece solo a uno de los átomos enlazados se presenta un enlace covalente coordinado o dativo. El átomo que aporta el par de electrones se llama donador y el que los recibe receptor o aceptor. El donador siempre será el elemento menos electronegativo. Este enlace una vez formado no se diferencia para nada del enlace covalente normal. Sin embargo debido a cómo se origina se le denomina enlace covalente dativo o coordinado.

REGLA DEL OCTETO

A principios del siglo XX, en 1916, de manera independiente, los científicos Walter Kossel y Gilbert Lewis concluyeron que la tendencia que poseen los átomos de lograr estructuras similares a las del gas noble más cercano explica la formación de los enlaces químicos. Esta conclusión es conocida en todo el mundo como la Regla del Octeto y se enuncia así: “Cuando se forma un enlace químico los átomos reciben, ceden o comparten electrones de tal forma que la capa más externa de cada átomo contenga ocho electrones, adquiriendo estos la estructura electrónica del gas noble más cercano en el sistema periódico”.

ESTRUCTURAS DE LEWIS O FÓRMULAS DE PUNTOS

La representación del modo en que se ubican los electrones más externos o de valencia en una molécula, se lleva a cabo mediante las llamadas fórmulas o estructuras de Lewis. En este método, los electrones de valencia de cada átomo se representan por medio de puntos, mientras que un enlace por medio de un guión, cada uno representa un par de electrones.

Aspectos a considerar en una estructura de Lewis

* Cada enlace se formará a partir de dos, y solamente dos electrones.

* Cada átomo (que no sea hidrógeno) deberá cumplir con la regla del octeto.

* El hidrógeno deberá tener sólo 2 electrones para cumplir con la regla del dueto.

PROCEDIMIENTO PARA DIBUJAR UNA ESTRUCTURA DE LEWIS

1. Calcular el número de electrones de valencia.

Para los elementos representativos el número de valencia es igual al número de columna donde se ubica el elemento. Los electrones de valencia se pueden calcular por la siguiente expresión:

electrones de valencia = (No. de columna)(No. de átomos en cuestión)

NOTA:

Cuando la especie a dibujar posee carga, esta se debe considerar en el número de electrones de valencia así:

a) Si la carga es positiva, se resta al total de electrones de valencia un número de electrones igual a la carga de la especie.

b) Cuando la carga es negativa, se suma a los electrones de valencia un número de electrones igual a la carga de la especie.

2. Número total de electrones de manera que a cada átomo de hidrógeno se le asignen 2 electrones y a cualquier otro átomo 8 electrones.

No. total de electrones = 2(No. de hidrógenos) + 8(No. de átomos diferentes al hidrógeno)

3. Número de electrones de enlace.

El número de electrones de enlace se calcula al encontrar la diferencia entre los valores calculados en el paso 2 y el paso 1.

No. electrones de enlace = (electrones paso 2 - electrones paso 1 )

4. Número de enlaces.

Como cada enlace químico involucra 2 electrones, el número de enlaces se calcula dividiendo el número de electrones de enlace entre dos.

No. de enlaces = ( No. de electrones de enlace ) / 2

5. Número de electrones sin compartir ( electrones libres ).

Electrones sin compartir = No. electrones de valencia - No. electrones de enlace

6. Dibujar la posible estructura, considerando que cada átomo de hidrógeno sólo puede formar un enlace y cualquier otro átomo un total de cuatro.

7. Cálculo de la carga formal.

El cálculo de la carga formal permite establecer si la estructura dibujada es o no correcta. Es importante considerar que las posibles estructuras no deben violar la denominada regla de la carga adyacente. Esta regla establece que en una estructura no puede haber dos átomos adyacentes con cargas de igual signo, pues esto implica repulsión entre los átomos y por consiguiente no se forma el enlace.

La carga formal se puede calcular por la siguiente expresión:

Carga formal = (No. de columna del átomo ) – (No. de enlaces que forma el átomo)

– ( No. de electrones sin compartir que posee el átomo)

Ejemplo: Dibujar la estructura de Lewis para el radical fosfato: PO4 –3

1. Cálculo para los electrones de valencia.

El átomo de fósforo está ubicado en la columna VA, por consiguiente su número de electrones de valencia es 5; solamente hay 1 átomo de fósforo.

El átomo de oxígeno se encuentra en la columna VIA, siendo su número de electrones de valencia igual a 6; además hay 4 átomos de oxígeno.

Como la especie fosfato posee una carga negativa, debe sumarse al total de electrones de valencia la carga, es decir 3 electrones.

electrones de valencia = (5)(1) + (6)(4) + 3 = 32

2. El número total de electrones se calcula por la expresión:

No. total de electrones = 2( No. de H ) + 8(No. de átomos diferentes al H )

Para el radical fosfato, el número de átomos de hidrógeno es cero, mientras que el número de átomos diferentes al hidrógeno es cinco, uno de fósforo y cuatro de oxígeno.

No. total de electrones = 2( 0 ) + 8( 5 ) = 40

3. No. de electrones de enlace = electrones paso 2 - electrones paso 1

No. electrones de enlace = 40 – 32 = 8

4. Nùmero de enlaces = No. electrones de enlace / 2

Número de enlaces = 8 / 2 = 4

5. Número de electrones sin compartir = 32 - 8 = 24

6. Posible estructura:

O

O P O

O

7. Carga formal = No. columna – No. de enlaces – No. electrones sin compartir

Carga formal para el átomo de fósforo = 5 – 4 – 0 = +1

Carga formal para el átomo de oxìgeno = 6 – 1 – 6 = -1

En este ejemplo solamente se ha calculado la carga formal de un átomo de oxígeno debido a que todos presentan las mismas características en la estructura.

Al colocar la carga formar en cada átomo de la estructura se puede observar que no se viola la regla de la carga adyacente y que además la suma algebraica de todas las cargas parciales es igual a la carga del radical fosfato, -3.

-3

O -1

O -1 P+1 O -1

O -1

ENLACE METÁLICO

El enlace metálico es característico de los metales y las aleaciones, no es iónico y tampoco covalente. Desde el punto de vista electrónico los átomos de los metales se caracterizan por tener pocos electrones de valencia. Además dichos electrones poseen gran facilidad para moverse en el nivel de energía en el que se encuentran (nivel más externo).

Análogamente el hecho de que los metales sean mejor conductores del calor en comparación a materiales como la madera, se puede explicar por la facilidad con la cual en los metales se pueden mover los electrones de valencia, como también porque los restos atómicos positivos pueden vibrar.

El enlace metálico es un enlace fuerte que se forma entre elementos de la misma especie. Los átomos al estar tan cercanos uno de otro permiten la interacción de sus núcleos junto con sus nubes electrónicas empaquetándose en tres dimensiones, quedando rodeados de tales nubes.

Los electrones libres son los responsables de que los metales presenten una elevada conductividad eléctrica y térmica, ya que se pueden mover con facilidad si se ponen en contacto con una fuente eléctrica.

El empaquetamiento de los átomos en el cristal es de tal forma que los mantiene muy próximos entre sí, dando lugar a una gran superposición de los orbitales de los electrones externos, lo cual implica que los electrones de valencia no estén asociados con un núcleo especial sino que estén completamente deslocalizados sobre todos los átomos de la estructura.

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