El enlace covalente

Introducción:

El enlace covalente aparece, generalmente, en moléculas discretas (con un número determinado de átomos) y, también, se da en los llamados sólidos atómicos (o cristales covalentes).

Las dos teorías cuánticas que abordan la formación de este tipo de enlace son la Teoría del enlace de valencia (TEV) y la Teoría de orbitales molecualres (TOM). Durante este curso se estudiará principalmente el primero de ellos.

Teoría del enlace de valencia:

Según la Teoría del enlace de valencia, en la formación de enlaces entre dos átomos participan sus orbitales de la capa de valencia.

Para que se produzca un enlace, generalmente, cada átomo tiene que tener un orbital con un electrón desapareado. La compartición de electrones, propia del enlace covalente, se explica por la aproximación de las nubes de carga de los orbitales, lo que se indica diciendo que los orbitales solapan.

La fórmula molecular, en estos casos, dependerá de la covalencia o valencia covalente de los átomos que enlazan. La valencia covalente es el número de enlaces covalentes que puede formar un átomo y se relaciona con el número de electrones desapareados que el átomo tiene en su configuración fundamental o, en aquella otra, que no se diferencie mucho en energía con la fundamental.

El enlace covalente es un enlace dirigido y saturado. 

Se dice que es saturado porque los elementos tienden a saturar de electrones su capa de valencia de acuerdo con lo indicado en los mecanismos A y A' propuestos por Lewis.

El enlace covalente es direccional porque no está relacionado sólo con un campo electrostático de tipo Coulomb. También puede interpretarse cualitativamente como una consecuencia de la búsqueda de una disposición geométrica de los átomos que enlazan que evite, en lo posible, las repulsiones entre los pares electrónicos enlazantes.

Molécula de H₂:

En el caso del hidrógeno gaseoso, H₂, según esta teoría, cuando se produzca el solapamiento de los orbitales atómicos 1s de cada hidrógeno, se producirá el enlace:

Como se observa en la figura anterior, la densidad electrónica aumenta entre los núcleos que enlazan, situándose los átomos a la distancia de equilibrio que correponde a una menor energía. Si se representa la energía del sistema formado por los dos átomos de hidrógeno en función de la distancia de separación, se obtiene una gráfica en la que el mínimo de energía corresponde a esa distancia de enlace.


En la figura se observa como la interacción entre los dos átomos es prácticamente nula cuando la distancia internuclear es grande (1).

Al aproximarse los átomos aparecen interacciones que, en global, son atractivas. De esta forma, la energía del sistema disminuye y el sistema se va estabilizando (2).

Cuando los átomos se encuentran a una distancia determinada, se alcanza el mínimo de energía. Esa situación corresponde a la formación del enlace químico y el solapamiento entre los orbitales 1s de los átomos de hidrógeno será el más favorable (3).

Finalmente, se puede considerar la posibilidad de acercar los átomos una distancia menor a la de enlace. En este caso, aparecerán, por un lado, repulsiones entre los núcleos de los átomos y, por otro, entre las zonas de densidad de carga negativa debida a los electrones. Estas repulsiones provocarían la desestabilización del sistema, aumentando su nivel energético(4). Por ello, el sistema tendría tendencia a volver a la situación de equilibrio.


Molécula de HF:


En el caso del fluoruro de hidrógeno, el enlace se explica por el solapamiento entre el orbital 1s del hidrógeno y uno de los orbitales 2p del flúor, evidentemente con el orbital 2p que tenga el electrón desapareado.

Enlaces sigma (s) y pi (p):

El solapamiento entre dos orbitales se puede producir de dos formas distintas:

• Por solapamiento frontal. Es decir, sobre la línea de unión imaginaria que une los núcleos. Se dice que se produce un enlace de tipo sigma.
• Por solapamiento lateral. En este caso, hay dos zonas de solapamiento, una a cada lado de la línea de unión de los núcleos atómicos. Cuando esto ocurre, se dice que el enlace es de tipo pi.

Enlace sigma	Enlace pi

El enlace de tipo pi se da cuando se tiene enlaces múltiples. El enlace sigma estabiliza más la molécula y se produce preferentemente al enlace pi.

Modelo de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (RPECV):

Este método nos va a ayudar, de una forma sencilla, a predecir la geometría molecular. Según éste, como entre los pares de electrones de la capa de valencia de los átomos que enlazan se producen repulsiones, cuando se forma la molécula, sus pares electrónicos se colocan lo más alejados posible unos de otros, para que las repulsiones entre ellos sean mínimas.

Es importante tener en cuenta que a la hora de contabilizar los pares electrónicos, hay que considerar todos; es decir, tanto los de enlace, como los pares de electrones libres.

En la siguiente tabla se recoge la distribución geométrica que origina un número determinado de zonas de densidad de carga alrededor de un átomo:

Número de zonas  de densidad de carga	Geometría electrónica	Ángulo
2	Lineal	180º
3	Triangular plana	120º
4	Tetraédrica	109.5º
5	Bipirámide triangular	120º y 90º
6	Octaédrica	90º

La geometría indicada en esta tabla, se refiere a la de los pares electrónicos. A la hora de considerar la geometría molecular sólo se tendrán en cuenta los pares de enlaces, pero sabiendo que los pares libres originan mayor repulsión que los de enlaces y distorsionan la disposición geométrica.

En la figura siguiente se ejemplifican las diversas geometrías moleculares que se puede obtener a partir de las geometrías electrónicas correspondientes a 2, 3 y 4 zonas de densidad de carga. Esta tabla está en inglés, pero se entiende fácilmente y corresponde al contenido de la página: Molecular Geometry (part. I) perteneciente al capítulo séptimo del libro "Chemistry" de McMurray Fay,  © 2004 by Prentice-Hall, Inc.

Para visualizar, en tres dimensiones, las diferentes geometrías predichas al aplicar este método, se puede visitar la página La VSEPR en imágenes interactivas 3D,  © 1995-200x de Ernesto de Jesús Alcañiz, profesor del Departamento de Química Inorgánica de la Universidad de Alcalá.

Hibridación de orbitales en la TEV:

Al deducir la geometría de los pares electrónicos de una molécula, se pueden obtener unas disposiciones que no se corresponden con la de los órbitales atómicos; es decir, si los átomos al enlazar solapan con sus orbitales s, p o d, no pueden adquirir la geometría que predice el método RPECV. La Teoría del Enlace de Valencia explica esto, aceptando que los orbitales atómicos sufren una hibridación, o combinación de algunos de ellos, previa a la formación del enlace. En el átomo se forman tantos orbitales híbridos como orbitales atómicos se mezclan.

La tabla siguiente muestra la hibridación de orbitales que se produce para alcanzar cada geometría:

Propiedades de los compuestos con enlace covalente:

Hay que distinguir entre aquellos en los que la formación de enlaces de tipo covalente da lugar a compuestos moleculares y otros en los que se forman redes tridimensionales:

Las redes covalentes se forman por átomos que se unen entre sí por uniones covalentes, por ello la fuerza de unión es fuerte. Las propiedades de este tipo de compuesto vendrán definidas por este hecho:

• Presentan elevados puntos de fusión (generalmente subliman si se sigue calentando)
• Muy poco solubles en cualquier tipo de disolvente.
• Suelen ser duros.
• Suelen ser malos conductores de la electricidad.
  

Son sustancias de este tipo el diamante, SiO₂ (cuarzo), carburo de silicio (Si₂C), nitruro de boro (BN), etc.

Las sustancias covalentes moleculares se caracterizan porque sus átomos se unen mediante enlaces covalentes, pero forman entidades moleculares individuales. Éstas interaccionan entre sí mediante fuerzas intermoleculares, siendo el tipo de fuerza intermolecular presente la responsable de las propiedades que presentan las sustancias:

• Se pueden presentar en estado sólido, líquido o gaseoso a temperatura ambiente. En general, sus puntos de fusión y ebullición no son elevados, aunque serán mayores cuando las fuerza intermolecular que une a las moléculas sea más intensa.
• Suelen ser blandas y elásticas, pues al rayarlas sólo se rompen las fuerzas intermoleculares.
• La solubilidad es variable, siendo solubles en disolventes de polaridad similar. Los compuestos polares se disuelven en disolventes polares, los apolares en los disolventes apolares.
• En general, son malos conductores de la electricidad. Aunque la conductividad eléctrica se ve favorecida si aumenta la polaridad de las moléculas.

Son muchas las sustancias de este tipo: H₂, Br₂, H₂O, NH₃, compuestos orgánicos, etc.