Apuntes enlace covalente

TEMA 2. EL ENLACE QUÍMICO. NOCIONES SOBRE EL ENLACE CONVALENTE Y LAS MOLÉCULAS COVALENTES
QUÍMICA 2º BACHILLERATO. IES FERNANDO III
El enlace covalente se produce cuando se unen átomos no metálicos entre sí
o con el hidrógeno, átomos con electronegatividades semejantes y altas en general. Se
forma básicamente por compartición de electrones entre los distintos átomos que se
unen, para así poder adquirir la configuración electrónica de gas noble, de forma que
la energía total del sistema formado sea inferior a la energía total que tenían los
átomos cuando estaban separados.
Dependiendo del número de electrones que precise, un átomo puede formar
uno o más enlaces. En el siguiente ejemplo se representan la formación de distintas
moléculas con diferente número de enlaces:
Cuando la formación de un solo enlace (enlace sencillo) no es suficiente para
que los átomos alcancen la configuración de gas noble, se pueden formar enlaces
múltiples, esto es, situaciones en las que dos átomos comparten más de un par de
electrones. Así, en la molécula de oxígeno (O2: 2s22p4) se forma un enlace doble = , y
en la de nitrógeno (N2 : 2s22p3)), un enlace covalente triple ≡.
Aunque la regla del octeto justifica la formación de la mayor parte de los
compuestos químicos, existen otros compuestos que forman enlaces covalentes y
comparten más pares de electrones de los necesarios para obtener la configuración de
gas noble (octeto expandido). La posibilidad de formar más enlaces de los que
permite la regla del octeto se da en elementos del tercer período y posteriores. A
partir del tercer período aparecen los orbitales de tipo d, de energía parecida a los
del tipo s y p del mismo nivel, y cuando un átomos utiliza los orbitales 3d de su capa
de valencia, puede albergar más de 8 electrones, que son los que podría colocar en
sus orbitales 3s y 3p. Ejemplos:
• En el pentacloruro de fósforo (PCl5), el fósforo (3s23p3) comparte sus 5 electrones
de la capa de valencia y forma 5 enlaces; llega a tener 10 electrones en su capa
externa.
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• Hay compuestos en los que algún átomo puede llegar a tener 12 y hasta 14
electrones, porque forma 6 y 7 enlaces respectivamente. Es el caso de las moléculas
del hexafluoruro de azufre (SF6 ; S: 3s23p4)) y del heptafluoruro de yodo (IF7 ; I:
5s25p5):
Además, existen otros átomos, como el B o el Be, que no alcanzan la configuración
del gas noble cuando forman una molécula (octeto incompleto), pues los electrones
de su capa de valencia no le permiten crear más enlaces. Ejemplo: BF3 (B: 1s22s22p1)
Para explicar la existencia de ciertas especies químicas, debemos considerar otra
posibilidad: los dos electrones que se comparten son aportados por el mismo átomo.
Este tipo de enlace se llama covalente coordinado o covalente dativo. Para que
se forme es necesario que exista un átomo con un par de electrones sin compartir
(especie dadora) y otro átomo que pueda aceptar un par de electrones (especie
aceptora). Estse enlace se representa con una flecha →, que va desde la especie
dadora hasta la aceptora.
No obstante, una vez formada la nueva especie, todos los enlaces son iguales y
la carga se dispersa por el sistema.
Uno de los parámetros moleculares más importantes es la polaridad de la
molécula. Para determinarla es necesario conocer tanto la polaridad de los enlaces
que constituyen la molécula, como la disposición espacial de los mismos (su
geometría).
Se dice que un enlace covalente es polar cuando se enlazan dos átomos de
distinta electronegatividad. El más electronegativo atrae hacia sí la nube electrónica
responsable del enlace creando así un desequilibrio electrostático. Sobre él aparece un
cierto exceso de carga negativa y, sobre el otro, una positiva equivalente, dando
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lugar a un dipolo eléctrico (cargas iguales de signo contrario separadas una pequeña
distancia), caracterizado por una magnitud denominada momento dipolar µ = q·d
La polaridad de una molécula se obtiene calculando el momento dipolar
resultante de sumar los momentos dipolares de todos los enlaces que constituyen la
molécula. Como las moléculas pueden tener más de un enlace, el momento dipolar
de la molécula (la polaridad) no siempre coincide con el del enlace. Solo en el caso
de moléculas diatómicas su polaridad coincide con la del enlace, pues están formadas
por un único enlace. En consecuencia, aunque la molécula esté formada por enlaces
polares, el resultado global puede ser de apolaridad si se anulan entre sí los
momentos dipolares existentes.
Aunque no haremos cálculos numéricos, para saber si el momento dipolar de
la molécula es cero (la molécula es apolar: no tiene momento dipolar) o si el
momento dipolar de la molécula no es cero (la molécula es polar: tiene momento
dipolar), tendremos en cuenta dos aspectos:
- analizar los enlaces que forman la molécula: si son todos exactamente
iguales o si, por el contrario, hay alguno diferente.
- conocer la disposición espacial de dichos enlaces.
• Si todos los enlaces son exactamente iguales y se distribuyen simétricamente
respecto al átomo central en las tres dimensiones del espacio, la molécula no tendrá
momento dipolar (apolar)
• Si no son exactamente iguales todos los enlaces, aunque la distribución espacial sea
simétrica la molécula tendrá momento dipolar (será polar)
• Si los enlaces son exactamente iguales, pero no se distribuyen simétricamente
respecto al átomo central en las tres dimensiones del espacio (caso en que el átomo
central tiene pares no enlazantes), la molécula será polar (tendrá momento dipolar
resultante)
Algunas especies químicas se pueden representar de varias formas
alternativas, de manera que, aunque ninguna de ellas nos proporcione la imagen
exacta de lo que ocurre, se considera que su comportamiento es intermedio entre
todas ellas. Se dice entonces que la molécula tiene formas resonantes y a la especie
en cuestión se considera un híbrido de resonancia de todas las formas alternativas.
En consecuencia, el conjunto de todas las estructuras de resonancia es el que
realmente representa a la molécula ( o ion) en cuestión. Al representarlas se dibujan
separadas por una doble flecha: ↔, tal y como se muestra en los siguientes ejemplos:
• Molécula del SO3:
Además, estas especies químicas se representan mediante una estructura que
tiene enlaces deslocalizados, es decir, en ella los electrones del enlace no están
asignados a ningún para de átomos en concreto, sino que son compartidos por toda
la molécula, lo que se representa con una línea discontinua:
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• Molécula de ozono (O3):
En los iones, las cargas también están deslocalizadas:
•
Anión sulfato (SO42 − ) : En este caso hay que considerar los electrones
adicionales que tienen los átomos, que en este caso están sobre el O (el átomo más
electronegativo)
En este caso, el S no cumple la regla del octeto. Este elemento está en el tercer
período de la tabla periódica, y puede albergar más de 8 electrones en su capa de
valencia utilizando orbitales d que tiene vacantes en ese nivel de energía.
Por tanto, el estado electrónico real de una molécula con estructuras
resonantes es intermedio todas ellas. El signo ↔ no indica que la molécula posea
alternativamente distintos estados electrónicos; sólo existe una única molécula, y para
dar cuenta de sus propiedades, se deben representar todas sus posibles estructuras de
Lewis, siendo el conjunto de las mismas el que describe a la molécula.
Para predecir las geometrías de las moléculas o iones es muy práctico el
método de repulsión de pares electrónicos en las capas de valencia (RPECV).
Básicamente supone que los pares de electrones de la capa de valencia del átomo
central del compuesto se encuentran ordenados de manera que existe una
separación máxima y, por tanto, repulsión mínima entre ellos, determinando así la
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ordenación de los otros átomos en torno a ese átomo central, es decir, la geometría
de la molécula. Aplicando esta premisa, se pueden deducir la geometría molecular
atendiendo al número de pares no enlazantes y de enlaces del átomo central:
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