Por el contrario, cuando átomos de un mismo elemento no metálico se unen covalentemente, su diferencia de electronegatividad es cero y no se crean dipolos. Las moléculas entre sí poseen prácticamente una atracción nula.
Historia
Irving Langmuir
El término "covalencia" en relación a la unión fue utilizada por primera vez en 1919 por
Irving Langmuir en artículo del
Journal of the American Chemical Society titulado «The Arrangement of Electrons in Atoms and Molecules» (
La distribución de electrones en átomos y moléculas). En este, Langmuir escribió: «designaremos con el término covalencia al número de pares de electrones que un determinado átomo comparte con sus vecinos».
2
La idea de la unión covalente se puede remontar varios años antes hasta
Gilbert N. Lewis, quien en 1916 describió el intercambio de pares de electrones entre los átomos.
3 Introdujo la
notación de Lewis o
notación de puntos de electrones o
estructura de puntos de Lewis, en el que la valencia de los electrones (los de la capa exterior) se representa en forma de puntos en torno a los símbolos atómicos. Los pares de electrones localizados entre átomos representan enlaces covalentes. Múltiples parejas representan enlaces múltiples, tales como enlaces dobles y enlaces triples. Una forma alternativa de representación, que no se muestra aquí, tiene los pares de electrones de formación de enlaces representados como líneas sólidas.
Lewis propuso que un átomo forma suficientes enlaces covalentes para formar una capa electrónica exterior completa (o cerrada). En el diagrama del metano que se muestra aquí, el átomo de carbono tiene una valencia de cuatro y está, por lo tanto, rodeado por ocho electrones (la
regla del octeto), cuatro del carbono mismo y cuatro de los hidrógenos unidos a él. Cada hidrógeno tiene una valencia de uno y está rodeado por dos electrones (una regla del dueto), su propio electrón más uno del carbono. El número de electrones corresponden a capas completas en la teoría cuántica del átomo; la capa exterior de un átomo de carbono es la capa n = 2, con capacidad para ocho electrones, mientras que la capa exterior (y única) de un átomo de hidrógeno es la capa n = 1, con capacidad para solo dos.
Si bien la idea de los pares de electrones compartidos proporciona una imagen cualitativa efectiva de la unión covalente, es necesaria la
mecánica cuántica para entender la naturaleza de estas uniones y predecir las estructuras y propiedades de las moléculas simples.
Walter Heitler y
Fritz London dieron la primera explicación con éxito de un enlace químico aplicando la mecánica cuántica, en concreto del
hidrógeno molecular, en 1927.
4 Su trabajo se basó en el modelo de enlace de valencia, que asume que un enlace químico se forma cuando hay una buena coincidencia entre los
orbitales atómicos de los átomos participantes.
Se sabe que estos orbitales atómicos tienen relaciones angulares específicas entre ellos, y por lo tanto el modelo de enlace de valencia pueden predecir con éxito los ángulos de enlace observados en moléculas simples.
Sin embargo la teoría del enlace covalente o también conocido como la idea de la compartición de electrones, el cual está basado en el átomo cúbico, se enfrentó a varias dificultades conceptuales, ya que esta teoría tuvo como competencia al modelo del
enlace iónico. A pesar de esta rivalidad de estas dos Teorías, la teoría del enlace covalente fue aceptada hasta 1920. Niaz Y Rodríguez mencionan en su texto
HISTORIA Y FILOSOFÍA DE LAS CIENCIAS: NECESIDAD DE SU INCORPORACIÓN EN LOS TEXTOS UNIVERSITARIOS DE CIENCIAS que Lewis reconoce que la estructura cúbica no puede representar el
triple enlace y sugiere reemplazarlo por el
átomo tetraédrico. Lewis asumió por muchos años que, si los electrones están apareados en el átomo magnéticamente, es fácil entender cómo dos electrones desapareados en átomos diferentes pueden acoplarse magnéticamente y formar el enlace no polar
Tipos de sustancias covalentes
Existen dos tipos de sustancias covalentes:
El benceno es un ejemplo de una sustancia covalente molecular
Cristal de cuarzo está dentro de la clasificación de las sustancias covalentes reticulares
Sustancias covalentes moleculares: los enlaces covalentes forman moléculas que tienen las siguientes propiedades:
- Temperaturas de fusión y ebullición bajas.
- En condiciones normales de presión y temperatura (25 °C aprox.) pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos.
- Son blandos en estado sólido.
- Son aislantes de la corriente eléctrica y el calor.
- Solubilidad: las moléculas polares son solubles en disolventes polares y las apolares son solubles en disolventes apolares (lo semejante disuelve a lo semejante).
- Ejemplos: dióxido de carbono, benceno, oxígeno, nitrógeno.
Redes o sustancias covalentes reticulares: Además, las sustancias covalentes forman
redes cristalinas de un número indefinido de átomos, semejantes a los
compuestos iónicos, que tienen estas propiedades:
- Elevadas temperaturas de fusión y ebullición.
- Son sólidos en Condiciones Normales.
- Son sustancias muy duras.
- Son aislantes (excepto el grafito).
- Son insolubles.
- Ejemplos: cuarzo, diamante.
Definición del enlace covalente
La representación de un Átomo de Hidrógeno, se puede observar que hay un electrón girando alrededor del núcleo del átomo
Representación gráfica de una molécula diatomica de hidrógeno; tanto los dos átomos de hidrógeno comparten un electrón cada uno para formar un enlace
Considérense
átomos de
hidrógeno, a medida que se aproximan entre sí, se van haciendo notar las fuerzas que atraen a cada
electrón al núcleo del otro átomo, hasta que dichas fuerzas de atracción se llegan a compensar con la repulsión que los electrones sienten entre sí. En ese punto, la molécula presenta la configuración más estable.
Lo que ha sucedido es que los
orbitales de ambos electrones se han traslapado, de modo que ahora es imposible distinguir a qué átomo pertenece cada uno de los electrones.
Según los químicos
S. Seese y G. William Daub, en la molécula de hidrógeno como en todas las sustancias covalentes se deben de tomar cuatro aspectos:
Primero: las propiedades de los átomos individuales sin combinar son muy distintos a las propiedades de las moléculas. Por ello cuando se escribe la fórmula química del hidrógeno se debe escribir como H
2, debido a que es una
molécula diatómica.
Segundo: los dos núcleos positivos atraen a los dos electrones con el fin de producir una
molécula más estable que la de los átomos separados, en consecuencia se forma un enlace y con ello resulta una molécula más estable a comparación de la anterior. Debido a la atracción que ejercen los núcleos sobre los dos electrones se equilibra la repulsión que hay entre ellos, debido a esto es mayor la probabilidad de encontrar electrones en algún lugar situado entre dos núcleos.
Tercero: la distancia entre los núcleos es tal que las orbitales 1s tienen el máximo traslape, en el caso de la molécula de hidrógeno, la distancia entre los núcleos es aproximadamente de 0.74
Å. De otro modo, la distancia que existe entre dos átomos que se unen en forma covalente se llama
longitud de enlace.
Cuarto: para "romper" los enlaces covalentes que hay en 1.0 g de hidrógeno gaseoso y para formar los átomos de hidrógeno se necesitan 52. 0
kcal.
5
Sin embargo, cuando los átomos son distintos, los electrones compartidos no serán atraídos por igual, de modo que estos tenderán a aproximarse hacia el átomo más
electronegativo, es decir, aquel que tenga una mayor apetencia de electrones. Este fenómeno se denomina
polaridad (los átomos con mayor electronegatividad obtienen una polaridad más negativa, atrayendo los electrones compartidos hacia su núcleo), y resulta en un desplazamiento de las cargas dentro de la molécula.
Se podría decir que al átomo más electronegativo al cual,no le gusta compartir sus electrones con los demás átomos, y en el caso más extremo, deseará que el electrón le sea cedido sin condiciones formándose entonces un enlace iónico, de ahí que se diga que los enlaces covalentes polares tienen, en alguna medida,
carácter iónico.
Cuando la diferencia de electronegatividades es nula (dos átomos iguales), el enlace formado será covalente puro; para una diferencia de electronegatividades de 1,9 el carácter iónico alcanza ya el 35%, y para una diferencia de 3, será del 49,5%.
Así pues, para diferencias de electronegatividades mayores de 1,7 el enlace adquirirá mayor carácter iónico.
Entre el oxígeno o flúor y los elementos de los grupos 1 y 2, esta diferencia será máxima y su carácter iónico también.
Cuando la diferencia tiene un valor de 0 a 1,7 será el
carácter covalente el que predomine, como es el caso del enlace C-H. No obstante, según el químico
Raymond Chang, esta diferencia de electronegatividad entre los átomos debe ser de 2,0 o mayor para que el enlace sea considerado iónico (Chang, 371).
Dependiendo de la diferencia de electronegatividad, el enlace covalente puede ser clasificado en covalente polar y covalente puro o apolar. Si la diferencia de electronegatividad está entre 0,8 y 1,7 es un enlace covalente polar, y si es inferior a 0,8 es covalente apolar.
Enlace covalente polar
Se forma entre átomos de diferentes elementos, y la diferencia de electronegatividad debe ser mayor que 0,4. En este enlace, los electrones son atraídos fundamentalmente por el núcleo del átomo más electronegativo, generando moléculas cuya nube electrónica presentará una zona con mayor densidad de carga negativa y otra con mayor densidad de carga positiva (dipolo).
Tolueno
Enlace covalente no polar
Se forma entre átomos iguales y la diferencia de electronegatividad debe ser cero o muy pequeña (menor que 0,8). En este enlace, los electrones son atraídos por ambos núcleos con la misma intensidad, generando moléculas cuya nube electrónica es uniforme.
Fenol
Distintos tipos de enlaces covalentes
Enlace covalente simple.
- Enlace simple: es un par electrónico compartido formado por un electrón perteneciente al último nivel de energía de cada átomo y se representa con una línea. Ejemplos: H-H, Cl-Cl
- Enlace doble: Formado por dos pares electrónicos compartidos, es decir por dos electrones pertenecientes al último nivel de energía de cada átomo y se representa con dos líneas paralelas. Ejemplo: O=O
Enlace covalente doble.
- Enlace triple: Formado por tres pares electrónicos compartidos, es decir por tres electrones pertenecientes al último nivel de energía de cada átomo y se representa con tres líneas paralelas. Ejemplo: N≡N
Enlace covalente triple.
Un ejemplo de una especie química que posee un enlace coordinado, el cual es el ion
amonio (NH
41+). El Ion amonio está constituido por un protón y amoniaco. Los compuestos en los que se encuentra un enlace coordinado se conocen con el nombre de compuestos de coordinación. Los Compuestos de coordinación o también denominados complejos, los cuales en su mayoría de los casos están unidos a varios aniones circundantes conocidos como
ligandos.
Enlaces Covalentes
Los enlaces covalentes se definen como la unión que se produce entre 2
átomos por la compartición de 2 o más electrones de su capa externa con objeto de formar una molécula estable.
Un ejemplo claro es la molécula de Cloro, el cloro en estado natural se presenta como una molécula formada por 2 átomos de cloro, dichos átomos de cloro se encuentran unidos mediante un enlace covalente producido por la compartición de 2 electrones
Durante este proceso 2 átomos se han unido para formar una molécula, obviando la teoria de los orbitales moleculares enlazantes / antienlazantes y con objeto de explicarlo de una manera sencilla, podemos decir que 2 orbitales atómicos (Cl + Cl) se unen para formar un nuevo orbital molecular (Cl2).
Los orbitales se definen como las regiones de los átomos o moléculas donde se encuentran los electrones.
Dentro de los enlaces covalentes nos encontramos con 2 tipos de enlaces covalentes que se pueden originar:
Enlace covalente polar
Enlace covalente apolar
Enlace covalente polar
Se origina cuando uno de los átomos dispone de mayor fuerza de atracción de los electrones hacia su núcleo, como resultado se origina una molécula con parte negativa y otra parte positiva (dipolo).
Los enlaces covalentes polares siempre se producen cuando el enlace se realiza entre 2 átomos diferentes.
El grado de polaridad de la molécula resultante del enlace covalente, depende de la fuerza o atracción que atrae los electrones hacia un átomo, este concepto es definido mediante la electronegatividad.
Como ejemplos de sustancias que poseen en su estructura enlaces covalentes polares podemos citar el agua, alcohol isopropílico, metanol, butanol …
Enlace covalente apolar
Se produce cuando ambos átomos disponen de la misma fuerza de atracción de los electrones hacia su mismo núcleo.
Los enlaces covalentes apolares siempre se producen cuando el enlace se realiza entre 2 átomos iguales o con el mismo grado de electronegatividad.
El concepto de molécula o material polar o apolar es de suma importancia para el estudio de los adhesivos, por lo general aquellas superficies que dispongan de moléculas o materiales polares en su superficie serán óptimas para conseguir fácilmente un adhesivado duradero en el tiempo.
No hay comentarios:
Publicar un comentario