(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.
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