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LibreTexts Español

7.2: El enlace covalente

  • Page ID
    1854
  • habilidades para desarrollar

    • Describir la formación de los enlaces covalentes.

    • Definir la electronegatividad y evaluar la polaridad de los enlaces covalentes.

    En los compuestos iónicos, los electrones se transfieren entre átomos de diferentes elementos para formar iones. Pero esta no es la única forma en que se pueden formar compuestos. Los átomos también pueden hacer enlaces químicos al compartir electrones entre sí. Tales enlaces se llaman los enlaces covalentes. Los enlaces covalentes se forman entre dos átomos cuando ambos tienen tendencias similares para atraer electrones a sí mismos (es decir, cuando ambos átomos tienen energías de ionización y afinidades electrónicas idénticas o bastante similares). Por ejemplo, dos átomos de hidrógeno se unen covalentemente para formar una molécula de H2; cada átomo de hidrógeno en la molécula H2 tiene dos electrones que lo estabilizan, lo que le da a cada átomo el mismo número de electrones de valencia que el gas noble He.

    Los compuestos que contienen enlaces covalentes exhiben propiedades físicas diferentes a los compuestos iónicos. Debido a que la atracción entre las moléculas, que son eléctricamente neutras, es más débil que entre los iones cargados eléctricamente, los compuestos covalentes generalmente tienen puntos de fusión y ebullición mucho más bajos que los compuestos iónicos. De hecho, muchos compuestos covalentes son líquidos o gases a temperaturas ambientes y, en su estado sólido, suelen ser mucho más blandos que los sólidos iónicos. Además, mientras que los compuestos iónicos son buenos conductores de la electricidad cuando se disuelven en el agua, la mayoría de los compuestos covalentes, al ser eléctricamente neutros, son malos conductores de la electricidad en cualquier estado.

    La formación de los enlaces covalentes

    Los átomos no metálicos frecuentemente forman enlaces covalentes con otros átomos no metálicos. Por ejemplo, la molécula de hidrógeno, H2, contiene un enlace covalente entre sus dos átomos de hidrógeno. La figura \(\PageIndex{1}\) ilustra por qué se forma este enlace. Comenzando en el extremo derecho, tenemos dos átomos de hidrógeno separados con una energía potencial particular, indicada por la línea roja. A lo largo del eje x, la distancia entre los dos átomos. A medida que los dos átomos se aproximan (moviéndose a la izquierda a lo largo del eje x), sus orbitales de valencia (1s) comienzan a superponerse. Los electrones individuales en cada átomo de hidrógeno interactúan entonces con ambos núcleos atómicos, ocupando el espacio alrededor de ambos átomos. La fuerte atracción de cada electrón compartido con ambos núcleos estabiliza el sistema, y ​​la energía potencial disminuye a medida que disminuye la distancia del enlace. Si los átomos continúan acercándose entre sí, las cargas positivas en los dos núcleos comienzan a repelerse entre sí, y la energía potencial aumenta. La longitud del enlace está determinada por la distancia a la que se alcanza la energía potencial más baja.

    Figura \(\PageIndex{1}\): La energía potencial de dos átomos de hidrógeno separados (a la derecha) disminuye a medida que se acercan entre sí, y los electrones individuales en cada átomo se comparten para formar un enlace covalente. La longitud del enlace es la distancia internuclear a la que se alcanza la energía potencial más baja.

    Es esencial recordar que se debe agregar energía para romper los enlaces químicos (un proceso endotérmico), mientras que la formación de enlaces químicos libera energía (un proceso exotérmico). En el caso del H2, el enlace covalente es muy fuerte; se debe agregar una gran cantidad de energía, 436 kJ, para romper los enlaces en un mol de moléculas de hidrógeno y hacer que los átomos se separen:

    \[\ce{H2}(g)⟶\ce{2H}(g)\hspace{20px}ΔH=\mathrm{436\:kJ}\]

    A la inversa, la misma cantidad de energía se libera cuando un mol de moléculas de H2 se forma a partir de dos moles de átomos de H:

    \[\ce{2H}(g)⟶\ce{H2}(g)\hspace{20px}ΔH=\mathrm{−436\:kJ}\]

    Enlaces covalentes puros contra polares

    Si los átomos que forman un enlace covalente son idénticos, como en H2, Cl2 y otras moléculas diatómicas, entonces los electrones en el enlace se deben compartir igualmente. Nos referimos a esto como un enlace covalente puro. Los electrones compartidos en enlaces covalentes puros tienen la misma probabilidad de estar cerca de cada núcleo. En el caso de Clcada átomo comienza con siete electrones de valencia, y cada Cl comparte un electrón con el otro, formando un enlace covalente:

    \[\ce{Cl + Cl⟶Cl2}\]

    El número total de electrones alrededor de cada átomo individual consiste en seis electrones no enlazantes y dos electrones compartidos (es decir, en enlace) para ocho electrones totales, que coinciden con el número de electrones de valencia en el argón de gas noble. Dado que los átomos de enlace son idénticos, Cl2 también presenta un enlace covalente puro.

    Cuando los átomos unidos por un enlace covalente son diferentes, los electrones de enlace se comparten, pero ya no son iguales. En cambio, los electrones de enlace se atraen más a un átomo que al otro, dando lugar a un cambio de densidad de electrones hacia ese átomo. Esta distribución desigual de los electrones se conoce como un enlace covalente polar, caracterizado por una carga parcial positiva en un átomo y una carga parcial negativa en el otro. El átomo que atrae a los electrones adquiere con mayor fuerza la carga negativa parcial y viceversa. Por ejemplo, los electrones en el enlace H-Cl de una molécula de cloruro de hidrógeno pasan más tiempo cerca del átomo de cloro que cerca del átomo de hidrógeno. Por lo tanto, en una molécula de HCl, el átomo de cloro tiene una carga negativa parcial y el átomo de hidrógeno tiene una carga positiva parcial. La figura \(\PageIndex{2}\) muestra la distribución de los electrones en el enlace H – Cl. Tenga en cuenta que el área sombreada alrededor de Cl es mucho más grande que alrededor de H. Compare esto con la Figura \(\PageIndex{1}\), que muestra la distribución uniforme de los electrones en el enlace no polar H2.

     

    Figura \(\PageIndex{2}\): (a) La distribución de la densidad de los electrones en la molécula de HCl es desigual. La densidad electrónica es mayor alrededor del núcleo de cloro. Los pequeños puntos negros indican la ubicación de los núcleos de hidrógeno y cloro en la molécula. (b) Los símbolos δ + y δ– indican la polaridad del enlace H – Cl.

    Algunas veces designamos los átomos positivos y negativos en un enlace covalente polar usando una letra griega minúscula "delta", δ, con un signo más o un signo menos para indicar si el átomo tiene una carga positiva parcial (δ+) o una carga negativa parcial (δ–). Este simbolismo se muestra para la molécula H – Cl en la Figura \(\PageIndex{2b}\).

    La electronegatividad

    Si un enlace es no polar o covalente polar está determinado por una propiedad de los átomos de enlace llamada la electronegatividad. La electronegatividad es una medida de la tendencia de un átomo a atraer electrones (o densidad de electrones) hacia sí mismo. Esto determina cómo se distribuyen los electrones compartidos entre los dos átomos en un enlace. Cuanto más fuertemente atrae un átomo a los electrones en sus enlaces, tiene una electronegatividad más grande. Los electrones en un enlace covalente polar se desplazan hacia el átomo más electronegativo; así, el átomo más electronegativo es el que tiene la carga parcial negativa. Cuanto mayor sea la diferencia en electronegatividad, más polarizada será la distribución de electrones y mayores serán las cargas parciales de los átomos.

    La figura \(\PageIndex{3}\) muestra los valores de electronegatividad de los elementos propuestos por uno de los químicos más famosos del siglo XX: Linus Pauling. En general, la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en un período de la tabla periódica y disminuye en un grupo hacia abajo. Por lo tanto, los no metales, que se encuentran en la parte superior derecha, tienden a tener las electronegatividades más altas, y el flúor es el elemento más electronegativo de todos (EN = 4.0). Los metales tienden a ser elementos menos electronegativos, y los metales del grupo 1 tienen las electronegatividades más bajas. Tenga en cuenta que los gases nobles se excluyen de esta figura porque estos átomos generalmente no comparten electrones con otros átomos, porque tienen una capa de valencia completa. (Aunque si existen compuestos de gases nobles como XeO2, solo se pueden formar en condiciones extremas y, por lo tanto, no encajan perfectamente en el modelo general de la electronegatividad).

    Figura \(\PageIndex{3}\): Los valores de electronegatividad derivados por Pauling siguen tendencias periódicas previsible con las electronegatividades más altas hacia la parte superior derecha de la tabla periódica.

    Linus Pauling

    Linus Pauling es la única persona que ha recibido dos Premios Nobel (individuales) no compartidos: uno para química en 1954 por su trabajo sobre la naturaleza de los enlaces químicos y otro para la paz en 1962 por su oposición a las armas de destrucción masiva. Pauling desarrolló muchas de las teorías y conceptos que son fundamentales para nuestra comprensión actual de la química, incluyendo las estructuras de la electronegatividad y la resonancia.

    Linus Pauling (1901–1994) Hizo muchas contribuciones importantes al campo de la química. También fue un prominente activista, publicando temas relacionados con la salud y las armas nucleares.

    Pauling también contribuyó a muchos otros campos además de la química. Su investigación sobre la anemia de células falciformes reveló la causa de la enfermedad, la presencia de una proteína anormal genéticamente heredada en la sangre, y allanó el camino para el campo de la genética molecular. Su trabajo también fue fundamental para frenar las pruebas de armas nucleares; demostró que las consecuencias radioactivas de las pruebas nucleares planteaban un riesgo para la salud pública.

    La electronegatividad contra la afinidad electrónica

    Debemos tener cuidado de no confundir la electronegatividad y la afinidad electrónica. La afinidad electrónica de un elemento es una cantidad física medible, es decir, la energía liberada o absorbida cuando un átomo de fase gaseosa aislado adquiere un electrón, se mide en kJ/mol. La electronegatividad, por otro lado, describe que apretado un átomo atrae electrones en un enlace. Es una cantidad adimensional que se calcula, no se mide. Pauling obtuvo los primeros valores de la electronegatividad al comparar las cantidades de energía requeridas para romper diferentes tipos de enlaces. Escogió una escala relativa arbitraria de 0 a 4.

    La electronegatividad y el tipo de enlace

    El valor absoluto de la diferencia en electronegatividad (EN) de dos átomos unidos proporciona una medida aproximada de la polaridad que se espera en el enlace y, por lo tanto, el tipo de enlace. Cuando la diferencia es muy pequeña o cero, el enlace es covalente y no polar. Cuando es grande, el enlace es polar covalente o iónico. Los valores absolutos de las diferencias de electronegatividad entre los átomos en los enlaces H – H, H – Cl y Na – Cl son 0 (no polar), 0.9 (covalente polar) y 2.1 (iónico), respectivamente. El grado en que los electrones son compartidos entre los átomos varía de completamente igual (enlace covalente puro) a nada (enlace iónico). La figura \(\PageIndex{4}\) muestra la relación entre la diferencia de la electronegatividad y el tipo de enlace.

    Figura \(\PageIndex{4}\): A medida que la diferencia de electronegatividad aumenta entre dos átomos, el enlace se hace más iónico.

    Una aproximación de las diferencias de electronegatividad asociadas con los enlaces covalentes, covalentes polares y iónicos se muestra en la Figura \(\PageIndex{4}\). Sin embargo, esta tabla es solo una guía general, con muchas excepciones. Por ejemplo, los átomos de H y F en HF tienen una diferencia de electronegatividad de 1.9, y los átomos de N y H en NH3 tiene una diferencia de 0.9, sin embargo, ambos compuestos forman enlaces que se consideran covalentes polares. Del mismo modo, los átomos de Na y Cl en NaCl tienen una diferencia de electronegatividad de 2.1, y los átomos de Mn e I en MnI2 tienen una diferencia de 1.0, aunque ambas sustancias forman compuestos iónicos.

    La mejor guía para el carácter covalente o iónico de un enlace es considerar los tipos de átomos involucrados y sus posiciones relativas en la tabla periódica. Los enlaces entre dos no metales son generalmente covalentes; la unión entre un metal y un no metal es normalmente iónica.

    Algunos compuestos contienen enlaces covalentes e iónicos. Los átomos en los iones poliatómicos, como OH-, \(\ce{NO3-}\) y \(\ce{NH4+}\), se mantienen unidos por enlaces covalentes polares. Sin embargo, estos iones poliatómicos forman compuestos iónicos al combinarse con los iones de carga opuesta. Por ejemplo, el nitrato de potasio, KNO3, contiene el catión K+ y el anión poliatómico (\ce{NO3-}\). Por lo tanto, la unión en el nitrato de potasio es iónica, resultante de la atracción electrostática entre los iones K+ y \(\ce{NO3-}\), así como la covalencia entre los átomos de nitrógeno y oxígeno en \(\ce{NO3-}\).

    Ejemplo \(\PageIndex{1}\): La electronegatividad y la polaridad de los enlaces

     

    Las polaridades de los enlaces desempeñan un papel importante en la determinación de la estructura de las proteínas. Usando los valores de electronegatividad en la Tabla A2, organice los siguientes enlaces covalentes, todos los cuales se encuentran comúnmente en los aminoácidos, en orden creciente de polaridad. Luego designa los átomos positivos y negativos usando los símbolos δ + y δ–:

    C–H, C–N, C–O, N–H, O–H, S–H

    Solución

    La polaridad de estos enlaces aumenta a medida que aumenta el valor absoluto de la diferencia de electronegatividad. El átomo con la designación – es el más electronegativo de los dos. La tabla \(\PageIndex{1}\) muestra estos enlaces en orden creciente de polaridad.

    Tabla \(\PageIndex{1}\): La polaridad de los enlaces y la diferencia de electronegatividad
    Enlace ΔEN Polaridad
    C–H 0.4 \(\overset{δ−}{\ce C}−\overset{δ+}{\ce H}\)
    S–H 0.4 \(\overset{δ−}{\ce S}−\overset{δ+}{\ce H}\)
    C–N 0.5 \(\overset{δ+}{\ce C}−\overset{δ−}{\ce N}\)
    N–H 0.9 \(\overset{δ−}{\ce N}−\overset{δ+}{\ce H}\)
    C–O 1.0 \(\overset{δ+}{\ce C}−\overset{δ−}{\ce O}\)
    O–H 1.4 \(\overset{δ−}{\ce O}−\overset{δ+}{\ce H}\)

    Ejercicio \(\PageIndex{1}\)

    Las siliconas son compuestos poliméricos que contienen, entre otros, los siguientes tipos de enlaces covalentes: Si – O, Si – C, C – H y C – C. Usando los valores de electronegatividad en la Figura \(\PageIndex{3}\), ordene los enlaces en orden de aumentar la polaridad y designe los átomos positivos y negativos usando los símbolos δ + y δ–.

    Respuesta

    Enlace Diferencia de Electronegatividad Polaridad
    C–C 0.0 no polar
    C–H 0.4 \(\overset{δ−}{\ce C}−\overset{δ+}{\ce H}\)
    Si–C 0.7 \(\overset{δ+}{\ce{Si}}−\overset{δ−}{\ce C}\)
    Si–O 1.7 \(\overset{δ+}{\ce{Si}}−\overset{δ−}{\ce O}\)

    Resumen

    Los enlaces covalentes se forman cuando los electrones se comparten entre los átomos y son atraídos por los núcleos de ambos átomos. En los enlaces covalentes puros, los electrones se comparten igualmente. En los enlaces covalentes polares, los electrones se comparten de manera desigual, ya que un átomo ejerce una fuerza de atracción más fuerte sobre los electrones que el otro. La capacidad de un átomo para atraer un par de electrones en un enlace químico se llama la electronegatividad. La diferencia en la electronegatividad entre dos átomos determina que polar será un enlace. En una molécula diatómica con dos átomos idénticos, no hay diferencia en la electronegatividad, por eso el enlace es no polar o covalente puro. Cuando la diferencia de electronegatividad es muy grande, como es el caso entre metales y no metales, la unión se caracteriza como iónica.

    Glosario

    longitud de enlace
    Distancia entre los núcleos de dos átomos unidos a los que se alcanza la energía potencial más baja.
    enlace covalente
    Enlace formado cuando los electrones se comparten entre los átomos.
    electronegatividad
    Tendencia de un átomo a atraer electrones en un enlace consigo mismo.
    enlace covalente polar
    Enlace covalente entre átomos de diferentes electronegatividades; un enlace covalente con un extremo positivo y un extremo negativo.
    enlace covalente puro
    (También, enlace covalente no polar) enlace covalente entre átomos de electronegatividades idénticas.

    Contribuyentes