6.13: El Enlace Covalente
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La formación de un enlace iónico por transferencia completa de un electrón de un átomo a otro solo es posible para un conjunto bastante restringido de elementos. El enlace covalente, en el que ninguno de los dos átomos pierde el control completo sobre sus electrones de valencia, es mucho más común. En un enlace covalente los electrones ocupan una región de espacio entre los dos núcleos y se dice que son compartidos por ellos.
El ejemplo más simple de un enlace covalente es el enlace entre los dos átomos de H en una molécula de H2. Supongamos que dos átomos de H se acercan entre sí hasta que sus dos nubes de electrones de 1 s interpenetran Se puede ver lo que sucedería con cada electrón 1s en la figura de abajo haciendo clic en 1s átomo izquierdo para mostrar un orbital atómico 1s en el átomo H izquierdo.
En tal situación el electrón no sigue moviéndose únicamente por su propio núcleo. El electrón inicialmente asociado con el átomo H de la izquierda, por ejemplo, sentirá la atracción atractiva del núcleo de la derecha así como del núcleo de la izquierda. Dado que ambos núcleos tienen la misma carga, el electrón es incapaz de discriminar entre ellos. En consecuencia, adopta una nueva nube de probabilidad simétrica. Esto se puede ver haciendo clic en el botón Sigma 1 en la tercera fila de la figura. (También haga clic en el botón 1s para eliminar el orbital atómico 1s.)
El mismo argumento se aplica al electrón inicialmente asociado con el átomo H de la derecha. (Usa la figura para mostrar lo que le sucede a ese electrón cuando es atraído por dos núcleos H.) Se dice que cada electrón está deslocalizado sobre ambos núcleos y cada electrón tiene la misma probabilidad de ser encontrado en las proximidades de cualquiera de los núcleos.
Un orbital, como Sigma 1, que se extiende sobre una molécula completa en lugar de restringirse a un solo átomo se llama orbital molecular. Podemos considerar que es el resultado de una combinación o superposición de los dos orbitales atómicos 1s. De hecho, si sigues las instrucciones de la parte c de la figura, puedes ver cómo el orbital molecular general se solapa con las densidades de los dos electrones Sigma, y cómo el orbital molecular ha adoptado una nueva forma a partir de las densidades mostradas por los dos orbitales 1s.
Un orbital molecular formado de esta manera debe ajustarse al principio de exclusión de Pauli. Solo dos electrones de espín opuesto pueden ocupar cada orbital, denotados aquí como los dos electrones en el orbital Sigma. Dado que el segundo electrón (visto haciendo clic en el botón “Sigma 2") del otro átomo H está disponible, ocupa el orbital molecular junto con el electrón original (Sigma 1). El resultado es un par compartido de electrones que se mueven alrededor de ambos núcleos y los mantienen unidos (el color naranja).
La superposición de dos nubes de electrones de 1 s y su propagación sobre ambos núcleos cuando se forma la molécula H 2 tiene el efecto de concentrar la densidad de electrones entre los protones. Cuando se forma la molécula, las cargas negativas se acercan más que antes a las cargas positivas. Esto se representa por el hecho de que la extensión de los puntos en el orbital molecular es menor que la dispersión debida a los electrones individuales de 1 s. Se produce así una reducción en la energía potencial.
Dado que el teorema virial garantiza que una reducción en la energía potencial significa que la energía total (potencial cinético +) también se reduce, podemos concluir que la molécula H 2 es menor en energía y por lo tanto más estable en condiciones normales que dos separar los átomos de H. Alternativamente podemos decir que se requiere energía para descomponer una molécula H 2 y separarla en dos átomos de H. Esta energía (llamada energía de enlace) se puede medir experimentalmente. Se encuentra que tiene un valor de 436 kJ mol —1 para la molécula H2.
A continuación se muestra un applet Jmol, una vista interactiva 3-D de H 2. Hay un conjunto de comandos a la izquierda donde se puede jugar con apariencias, viendo la molécula como bola y palo, un alambre, o ver los radios de van der Waals. También puede etiquetar los átomos, radios y longitud de enlace. Tómate un poco para jugar con el applet si no estás familiarizado con Jmol.
Ahora enfócate en los comandos orbitales moleculares a la derecha. Estos permiten visualizar los orbitales comentados anteriormente en esta página. Ajuste el corte MO a 0.05. Esto producirá una superficie que encierra el 95% (0.95) de la densidad electrónica.
(a) Haga clic en HOMO. Esto significa H ighest O ccupied M olecular O rbital. Este es el orbital de mayor energía con cualquier electrón en él. El HOMO contiene dos electrones, uno de cada átomo de H.
Trate de ver la relación entre el diagrama bidimensional de densidad de puntos anterior y la representación tridimensional en la ventana Jmol. El Jmol muestra una superficie que encierra 95% de la densidad electrónica (95% de los puntos en la figura anterior).
Gire el diagrama HOMO hasta que esté mirando a lo largo de una línea que pase a través de ambos átomos de H (extremo a la molécula). ¿Qué se puede observar sobre la forma del MO? Ahora gire el diagrama para que esté mirando a lo largo de una línea perpendicular al enlace H-H. ¿Qué observas ahora?
¿Qué te dice la forma del HOMO sobre H 2?
(b) Ahora haga clic en LUMO. esto significa L owest U noccupied M olecular O rbital. Este es el siguiente orbital molecular de mayor energía en la molécula, el orbital que los electrones llenarían si se agregaran más electrones. A partir de la forma del LUMO, ¿cuál sería la consecuencia de colocar electrones en este orbital?
Solución
a) El orbital es simétrico alrededor del centro de la molécula H 2. Como se discutió en esta página, los dos electrones en este orbital ahora son igualmente compartidos por ambos átomos. El orbital está centrado entre los dos átomos, por lo que la densidad de electrones es más alta allí. Nuevamente, como se dijo anteriormente, esto redujo la energía total del sistema, y los electrones en este orbital conducirán así a un enlace covalente entre los dos átomos. Este orbital se conoce como orbital de unión.
b) Con el LUMO de H 2 hay densidad de electrones cero a mitad de camino entre los dos átomos de hidrógeno. Los dos protones se repelen entre sí, y sin mucha densidad de electrones entre ellos para atraerlos juntos, el LUMO tiene una energía mayor que los dos átomos de hidrógeno separados. Si los electrones ocuparan este orbital, conduciría a la repulsión de los átomos y a la ruptura del enlace covalente. El punto exactamente a mitad de camino de los dos átomos donde la denisty electrónica es cero se llama nodo. Debido a que los átomos se separarían volando si el LUMO estuviera ocupado, este orbital molecular con un nodo se conoce como orbital antienlace.