viernes, 14 de junio de 2013





ENLACE  COVALENTE


     Este enlace explica la unión entre átomos iguales o diferentes, de tal forma que la unión tiene lugar por compartición de pares electrónicos de los átomos constituyentes. Generalmente, los dos electrones compartidos son aportados uno por cada átomo. y estos dos electrones han de tener sus espines anti- paralelos.

    Algunas veces, los dos electrones son aportados por uno solo de los átomos constituyentes del enlace, el otro átomo simplemente acepta la compartición. En este caso el enlace se llama envalente dativo o coordinado.

A)  Teoría de Lewis y Langmuir

   Según Lewis, los átomos, en sus enlaces covalentes por pares electrónicos compartidos, tienden a completar su capa electrónica de valencia hasta adquirir ocho electrones (regla del octete), que es la estructura típica de los gases nobles, también llamados inertes porque su gran estabilidad hace que apenas manifiesten posibilidad de realizar reacciones químicas.

   En los diagramas de Lewis se emplean puntos o aspas para representar loa electrones de la capa de valencia. Por ejemplo: la molécula de flúor se representa según:


    Los diagramas de Lewis son muy sencillos, y aunque su teoría presenta serias limitaciones, ya que nada dice ni explica sobre la geometría molecular, por cuya razón se han elaborado modernas teorías aportadas por la mecánica cuántica, se emplean frecuentemente sus diagramas, pues permiten la representación de las moléculas en forma muy sencilla e intuitiva. A continuación se muestra algunos ejemplos de moléculas:

La representación de la molécula de agua sería:


 Y en el caso de la molécula de amoníaco:



    Como vemos, la forma de representación un es muy fácil de Interpretar, ahora bien, en cuanto a la forma de la molécula, queda totalmente Im-precisa. Así, de las fórmulas anteriores no podemos deducir que el agua es angular y el amoníaco piramidal.

   También es importante el señalar los casos de doble y Triple covalencia que presentan algunos átomos en la formación de moléculas, ya que de esa forma adquieren igualmente la estructura de gas noble Por ejemplo, la molécula de oxigeno presenta una covalencia doble entre sus átomos, es decir, que están unidos por un doble enlace, en la forma:



   La molécula de CO2 la podríamos representar en la forma:

 
   Como vemos, existen dos dobles enlaces, que aún se ven más claramente empleando el sistema de rayitas para  representar cada par electrónico:   
 
   La molécula de nitrógeno está formada por dos átomos unidos en triple enlace, es decir, se realizan tres comparticiones de pares electrónicos, según:

 

   También representaremos alguna molécula en la que se presente el caso de covalencia dativa. Por ejemplo, el SO2:

 

   Cada raya es un par electrónico, pero cuando la raya además tiene una flecha en un extremo, nos indica que ese par es aportado sólo por el átomo del cual parte la flecha, mientras que el átomo que señala en su extremo actúa en el enlace en la forma pasiva de aceptar la compartición sin aportar para ello ningún electrón.
   Según el sistema de puntos la estructura del S02 vendría representada por el diagrama:


Cuando una molécula presenta algún electrón no apareado, la sustancia es paramagnética; tal es el caso del N02:
 

   Esta molécula presenta doble enlace de un oxígeno con el nitrógeno, covalencia dativa en el enlace del nitrógeno con el otro oxígeno. Además es paramagnética, puesto que el nitrógeno tiene un electrón sin aparear.

   En cambio, las moléculas en las que todos los electrones están apareados son diamagnéticas; tal sería el caso del SO2, anteriormente representado.

  Estas moléculas, sometidas a la acción de un campo magnético, tienden a situarse en las regiones del campo de menor intensidad, mientras que las paramagnéticas son atraídas bajo la acción del campo, debido a que en ellas el momento magnético asociado al espin del electrón desapareado se manifiesta permanentemente.

   Los pares de electrones que no intervienen en ningún enlace se llaman pares electrónicos solitarios. Por ejemplo, en el PF3 el fósforo muestra un par solitario:


Enlaces covalentes apolares y polares.

   En las moléculas formadas por dos átomos iguales que hemos visto (H2, F2, 02, N2), los electrones del enlace covalente son igualmente atraídos por ambos átomos. En estos casos, el enlace covalente es puro o «apolar» y las moléculas se denominan apolares (sin polaridad).

   El enlace covalente apolar se origina cuando se comparten electrones entre dos átomos de igual electronegatividad.

   Cuando los átomos que intervienen en el enlace tienen electronegatividades diferentes, el par electrónico es atraído con mayor fuerza por el átomo más electronegativo. Por ejemplo, en la molécula de cloruro de hidrógeno, HCI, hay un desplazamiento de carga negativa hacia la zona correspondiente al átomo de cloro, con lo que éste adquiere un exceso de carga negativa. Simultáneamente se produce una deficiencia de carga negativa en la zona del átomo de hidrógeno o, lo que es lo mismo, un exceso de carga positiva.

El enlace se denomina covalente polar y la molécula se comporta como un dipolo eléctrico, constituido por dos cargas iguales de signo opuesto separadas por una distancia determinada.

  Representaciones del  dipolo eléctrico de la molécula de cloruro de hidrógeno


   Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre los elementos que se unen, mayor será el desplazamiento de la carga negativa y más polar la molécula.

   Una molécula polar de importancia vital es el agua. En la figura 4 puedes ver que en el extremo de la molécula donde se encuentra el átomo de oxígeno, de mayor electronegatividad, existe una pequeña carga negativa, y en la posición inter¬media entre los átomos de hidrógeno hay una cantidad de carga positiva igual a la anterior.

 
 

Representación del dipolo de la molécula de agua



Enlace covalente coordinado.

  Un enlace covalente se denomina coordinado o dativo cuando el par de electrones compartido lo aporta uno de los átomos. Para que se dé este tipo de enlace tiene que existir un átomo con un par de electrones sin compartir, que sería el donante, y un átomo con orbitales vacíos, que sería el receptor. 


Propiedades de los compuestos covalentes.

   Los enlaces covalentes son relativamente fuertes. En la siguiente tabla se dan los valores de algunas energías de enlace. Así expresados, representan la energía necesaria para romper los enlaces covalentes, descritos en la tabla, de un mol de los compuestos citados.



   Como se puede ver, aunque los enlaces son fuertes, la mayoría de los compues-tos covalentes se encuentran en estado gaseoso, o son líquidos o sólidos de punto de fusión y de ebullición bajos. Este comportamiento se debe a que compuestos covalentes, como los que se citan en la tabla, están formados por moléculas individuales. Las fuerzas que unen estas moléculas son débiles, por lo cual cuesta poca energía separar unas moléculas de otras y transformar la sustancia en gas. Como se puede observar, pese a que las moléculas de F2, O2, y N2  poseen energías de enlace muy diferentes, sus puntos de ebullición son parecidos.

   Existen también algunos compuestos covalentes con un comportamiento total-mente diferente a los anteriores. Ejemplos típicos de estos compuestos son el diamante y el cuarzo