Teoría Enlace Covalente

Enlace Químico: Enlace Covalente

 

Enlace Covalente (no metal-no metal):

 

Hay muchas moléculas cuya formación no puede explicarse mediante el enlace iónico, los casos más sencillos son las moléculas formadas por átomos iguales, como por ejemplo H2, Cl2, etc. En estos casos, llamados moléculas homonucleares como los dos átomos tienen idéntica configuración electrónica ya que son iguales, es imposible suponer que un átomo ceda un electrón al otro, lo cual se ve claramente, teniendo en cuenta las energías de ionización y las afinidades electrónicas de los átomos y haciendo un balance energético del proceso de formación de iones, los cuales requieren mucha energía.

En las moléculas homonucleares el orbital molecular está situado simétricamente entre los dos átomos y los electrones, que forman el enlace, están verdaderamente compartidos por los dos átomos.

Cuando los dos átomos que forman la molécula son distintos, moléculas heteronucleares, los electrones que forman el enlace no están igualmente compartidos, sino que, por término medio, están más cerca de uno de los núcleos que del otro. Si tomamos por ejemplo la molécula de cloruro de hidrógeno, el átomo de cloro tiene más apetencia por los electrones que el átomo de hidrógeno, la cual viene medida por la afinidad electrónica o electronegatividad que es mayor en el caso del cloro que en el hidrógeno. Para ello, en la formación de la molécula de cloruro de hidrógeno, el cloro tira más de los electrones, con lo que la distribución electrónica no es simétrica. De esta forma, aparece una separación entre el centro de cargas positivas y el centro de cargas negativas con lo que se crea un momento eléctrico dipolar. Se dice entonces que la molécula es polar, o bien, en moléculas poliatómicas, que el enlace es polar. Esto se puede expresar también diciendo que el enlace no es covalente puro, sino que tiene cierto carácter iónico, lo cual depende principalmente de la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos que forma el enlace.

En el caso de Cloro con Oxígeno o en la molécula del agua, el átomo de Oxígeno está rodeado por ocho electrones, contando dos veces el par de electrones del enlace. Al conseguir estos ocho electrones, el átomo de O cumple la regla del octeto, requisito de tener ocho electrones, en la capa de valencia para cada átomo en una estructura de Lewis, pero el átomo de H es una excepción ya que sólo puede tener dos electrones en la capa de valencia.

La compartición de un único par de electrones entre átomos enlazados da lugar a un enlace covalente simple.

Por lo tanto, en los enlaces que puede formar un elemento con otros diferentes, hay una continua degradación, que va desde el enlace covalente puro hasta el iónico casi puro pasando por muchos estados intermedios. En las moléculas diatómicas, el carácter iónico de su enlace está directamente relacionado con el momento dipolar de la molécula. En moléculas poliatómicas las cosas no son tan sencillas, pero también pueden relacionarse el carácter iónico de los enlaces con lo que se llaman momentos dipolares de enlace, que resultan de descomponer el momento dipolar de la molécula en una suma vectorial de momentos parciales, asociado cada uno a un enlace.

 

Enlace Covalente coordinado:

Puede darse el caso de que uno de los átomos aporte los dos electrones mientras que el otro sólo aporte un orbital vacante. En este caso el enlace se llama coordinado o dativo, y también enlace donor-aceptor, siendo el donor o dador el átomo que aporta la pareja de electrones y el aceptor el átomo que contribuye sólo con el orbital vacante.

Una vez que se ha formado el enlace, no se puede establecer cuál de los enlaces es el covalente coordinado, siendo casi imposible distinguir entre enlace covalente coordinado y enlace covalente normal.

 

Enlace Covalente múltiple:

Frecuentemente, hace falta compartir más de un par de electrones para alcanzar el octeto (configuración electrónica de gas noble). Es lo que ocurre por ejemplo en la molécula de dióxido de carbono, donde un átomo de C puede compartir un electrón de valencia con un átomo de O, formándose dos enlaces simples carbono-oxígeno.

Esto no hace que se complete un octeto ni en átomo de C ni en los dos de O. El problema se resuelve desplazando los electrones desapareados hacia la región del enlace. Los átomos enlazados comparten entre sí dos pares de electrones constituyendo un enlace covalente doble.

En el caso de la molécula de N2, el enlace es covalente triple. Los enlaces covalentes dobles y triples se denominan enlaces covalentes múltiples.

 

Enlace Covalente polar:

Los enlaces químicos se han introducido como pertenecientes a dos categorías claramente distinguibles: enlaces iónicos con electrones transferidos por completo y enlaces covalentes con pares de electrones compartidos por igual.

Un enlace covalente en el que dos átomos no comparten por igual los electrones se llama covalente polar.

En el caso de los átomos de H2 y Cl2, los dos átomos tienen la misma afinidad electrónica y los electrones no se desplazan hacia ninguno de los dos. Los centros de la carga positiva y negativa coinciden: ambos están en un punto equidistante de los dos núcleos atómicos. Los enlaces H-H y Cl-Cl no son polares.

En el HCl, el átomo de Cloro atrae los electrones con más fuerza que el H, la densidad de carga electrónica es mayor en las proximidades del átomo de Cl que en las proximidades del átomo de H. El centro de cargas negativas está más cerca del núcleo de cloro que el centro de cargas positivas. Se dice que hay una separación de carga en el enlace H-Cl y que el enlace es polar. El enlace polar de HCl se puede representar mediante una estructura de Lewis en la que el par de electrones enlazante esté más próximo al Cl que al H.

 

Estrategia para escribir estructuras de Lewis:

  1. Determina el número total de electrones de valencia de la estructura.
  2. Identifica el átomo central y los átomos terminales.
  3. Escribe un esqueleto estructural adecuado y une los átomos del esqueleto mediante enlaces covalentes simples.
  4. Por cada enlace del esqueleto, resta dos electrones del número total de electrones de valencia.
  5. Con los electrones de valencia restantes completa primero los octetos de los átomos terminales y después completa, en la medida de lo posible, los octetos del átomo o átomos centrales.
  6. Si falta un octeto a uno o más átomos centrales, desplaza electrones de pares de solitarios de los átomos terminales formando enlaces covalentes múltiples con los átomos centrales.

 

Cargas formales:

Son cargas aparentes que aparecen sobre algunos átomos de una estructura de Lewis cuando los átomos no han contribuido con igual número de electrones al enlace covalente que los une.
La carga formal de un átomo en una estructura de Lewis es el número de electrones de valencia en el átomo libre (sin combinarse) menos el número de electrones asignado a ese átomo en la estructura de Lewis.

En una estructura de Lewis los electrones se asignan a los átomos del siguiente modo:

  • Contar todos los electrones de pares solitarios como pertenecientes por completo al átomo en que se encuentra.
  • Dividir todos los electrones de los pares enlazantes por igual entre los átomos enlazados.
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Reglas generales que ayudan a determinar si una estructura de Lewis es aceptable en base a sus cargas formales:

  • La suma de las cargas formales de los átomos en una estructura de Lewis debe ser igual a cero para una molécula neutra e igual a la carga para un ion poliatómico.
  • De ser necesarias cargas formales, éstas deben ser lo menores posibles.
  • Las cargas formales negativas suelen aparecer en los átomos más electronegativos y las cargas formales positivas en los átomos menos electronegativos.
  • Las estructuras con cargas formales del mismo signo en átomos adyacentes son poco probables.

 

 

 

 

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