8. Enlace covalente y su representación | 🔗 Enlace químico | Joseleg

 (Ciencias de Joseleg) (Química) (Lenguaje químico) (Enlace químico) (Ejercicios resueltos) (Introducción) (Generalidades) (Historia) (Enlace químico fuerte) (Enlace químico débil) (Símbolos de Lewis y el octeto) (Energía reticular) (Enlace covalente y su representación) (Enlace covalente polar) (Diferenciando entre iónico y covalente) (Dibujado estructuras de Lewis) (Estados de oxidación, cargas formales y reales) (Resonancia) (Desviaciones del octeto) (Enlace covalente coordinado) (Enlace metálico) (Teoría del enlace de valencia) (Teoría del orbital molecular) (Efecto del enlace químico en los estados de la materia) (Referencias bibliográficas) 

 

La gran mayoría de las sustancias químicas no tienen las características de los materiales iónicos. La mayoría de las sustancias con las que entramos en contacto a diario, como el agua, suelen ser gases, líquidos o sólidos con puntos de fusión y ebullición bajos. Muchos, como la gasolina, se vaporizan fácilmente. Muchos son flexibles en sus formas sólidas, por ejemplo, bolsas de plástico y cera.

Para la gran clase de sustancias que no se comportan como sustancias iónicas, necesitamos un modelo diferente para describir el enlace entre los átomos. G. N. Lewis razonó que los átomos podrían adquirir una configuración electrónica de gas noble al compartir electrones con otros átomos. Un enlace químico formado al compartir un par de electrones es un enlace covalente.

La molécula de hidrógeno, H₂, proporciona el ejemplo más simple de un enlace covalente. Los átomos de H₂ se mantienen unidos principalmente porque los dos núcleos positivos son atraídos por la concentración de carga negativa entre ellos. En esencia, el par de electrones compartidos en cualquier enlace covalente actúa como una especie de "pegamento / puente" para unir los átomos.

Estructuras de Lewis

Normalmente emplearemos las estructuras de Lewis para modelar el enlace covalente, donde un par de electrones van a funcionar como el puente electrónico entre los dos átomos. La clave era aquí radica en que los dos electrones que constituyen el puente van a funcionar como electrones de valencia para los dos átomos unidos. Así por ejemplo, para explicar la molécula de cloro elemental que tiene dos átomos de cloro unidos Cl₂, cada átomo de cloro compromete un electrón en el puente covalente, de forma tal que los dos electrones que forman el enlace cuentan para ambos átomos, lo que nos obliga a contar ocho electrones de valencia en cada cloro.

Figura 8‑1. Representación por estructura de Lewis de la molécula de cloro elemental. A la izquierda a la forma de punto y enlace; y a la derecha la forma de guion y enlace.

Los pares de electrones no enlazantes que quedan dibujados alrededor de los átomos son importantes debido a que generan cargas electrostáticas negativas que pueden atraer a estructuras positivas a su alrededor débilmente.

Para los no metales, el número de electrones de valencia en un átomo neutro es el mismo que el número de grupo que emplean la nomenclatura CAS desde IA hasta VIIIA. Por lo tanto, uno podría predecir que los elementos VIIA, como flúor, formarían un enlace covalente para lograr un octeto; Los elementos VIA, como el O, formarían dos enlaces covalentes; Los elementos VA, como N, formarían tres; y los elementos IVA, como C, formarían cuatro. Estas predicciones se confirman en muchos compuestos, como en, por ejemplo, los compuestos con hidrógeno de los no metales de la segunda fila de la tabla periódica.

Figura 8‑2. Representación por estructura de punto y enlace Lewis de las moléculas de HF, H₂O, NH₃, y CH₄.

Enlaces múltiples

Un par de electrones compartidos constituye un enlace covalente simple, generalmente denominado simplemente enlace simple. En muchas moléculas, los átomos alcanzan octetos completos al compartir más de un par de electrones. Cuando dos pares de electrones son compartidos por dos átomos, se dibujan dos líneas en la estructura de Lewis, que representan un doble enlace. En el dióxido de carbono, por ejemplo, el enlace se produce entre el carbono, con cuatro electrones de valencia, y el oxígeno, con seis:

Figura 8‑3. Representación por estructura de punto y enlace Lewis para la formación de la molécula de CO₂.

Como muestra el diagrama, cada átomo de oxígeno adquiere un octeto al compartir dos pares de electrones con el carbono. En el caso del CO₂, el carbono adquiere un octeto al compartir dos pares de electrones con cada uno de los dos átomos de oxígeno; cada doble enlace implica cuatro electrones. Un enlace triple corresponde a la compartición de tres pares de electrones, como en la molécula N₂:

Figura 8‑4. Representación por estructura de punto y enlace Lewis para la formación de la molécula de N₂.

Debido a que cada átomo de nitrógeno tiene cinco electrones de valencia, se deben compartir tres pares de electrones para lograr la configuración del octeto. Las propiedades del N₂ están en completo acuerdo con su estructura de Lewis. El nitrógeno es un gas diatómico con una reactividad excepcionalmente baja que resulta del enlace nitrógeno-nitrógeno muy estable. Los átomos de nitrógeno están separados por solo 1.10 Å. La corta distancia de separación entre los dos átomos de N es el resultado del triple enlace entre los átomos. Como regla general, la longitud del enlace entre dos átomos disminuye a medida que aumenta el número de pares de electrones compartidos.

Muchas excepciones al octeto

Ese modelo es muy bonito para los átomos de los grupos representativos, es decir los del grupo IA hasta VIII A, pero no es muy bueno para representar los elementos que se encuentran en los metales de transición y tierras raras, o cuando algunos elementos de los grupos representativos hibridan y cambian su estado de oxidación para tener un poder de enlace diferente del que se produce con la regla del octeto.