7.1: Preludio a la unión covalente

Mientras que otras secciones se concentran en la regla del octeto y los diagramas de Lewis para moléculas covalentes simples, existen numerosos ejemplos de moléculas que son bastante estables, pero contienen uno o más átomos que no tienen una configuración electrónica de gas noble-gas. Además, las fórmulas estructurales como las de las secciones bajo “Enlace químico - pares de electrones y octetos” solo muestran qué átomos están conectados a cuáles. No nos dicen cómo se disponen los átomos en el espacio tridimensional. En otras palabras, un diagrama de Lewis no muestra la forma de una molécula. En realidad, puede ser engañoso porque la mayoría de las moléculas no tienen los ángulos de enlace de 90 ^{o 180 o} que se usan convencionalmente en el Diagrama de Lewis.

En las siguientes secciones, desarrollaremos una imagen más detallada de las moléculas, incluyendo algunas que no obedecen a la regla del octeto. Aprenderás cómo se pueden describir tanto las formas como la unión de las moléculas en términos de orbitales. Además se hará evidente que la distinción entre enlace covalente e iónico no es tan aguda como pudo haber parecido. Encontrarás que muchas moléculas covalentes están eléctricamente desequilibradas, lo que hace que sus propiedades tiendan hacia las de los pares de iones. Se desarrollarán reglas para que puedas predecir qué combinaciones de átomos exhibirán este tipo de comportamiento.

Los diagramas de Lewis se utilizan como primer paso en la predicción de las estructuras para moléculas unidas covalentemente. Veremos qué información complementaria se requiere para describir las moléculas covalentes. Describiremos algunas moléculas que no obedecen a la regla del octeto y algunas que contienen múltiples enlaces, así como moléculas simples. La estructura de una molécula está determinada por las posiciones de los núcleos atómicos en el espacio tridimensional, pero son las repulsiones entre pares de electrones, pares de unión y pares solitarios, las que determinan la geometría molecular.

Cuando se trata de formas moleculares, a menudo es conveniente pensar en términos de sp, sp ², sp ³ u otros orbitales híbridos. Estos corresponden a la misma densidad electrónica global y a la misma realidad física que los orbitales s y p atómicos considerados anteriormente, pero los orbitales híbridos enfatizan las direcciones en las que se concentra la densidad electrónica. También se pueden usar orbitales híbridos para describir enlaces múltiples, en cuyo caso los enlaces deben doblarse para que dos o tres de ellos puedan unir el mismo par de átomos. Un segundo enfoque equivalente a la unión múltiple implica enlaces sigma y pi. La densidad de electrones en un enlace sigma se concentra directamente entre los núcleos unidos, mientras que la del enlace pi se divide en dos, la mitad en un lado y la mitad en el otro lado del enlace sigma.

Ningún enlace químico puede ser 100 por ciento iónico y, a excepción de aquellos entre átomos idénticos, tampoco existen enlaces covalentes 100 por ciento. Las nubes de electrones, especialmente las grandes y difusas, se polarizan fácilmente, afectando el equilibrio eléctrico de átomos, iones o moléculas. Los iones negativos grandes son fácilmente polarizados por pequeños iones positivos, aumentando el carácter covalente del enlace entre ellos. La densidad de electrones en los enlaces covalentes se desplaza hacia el átomo más electronegativo, produciendo cargas parciales en cada átomo y por lo tanto un dipolo. En una molécula poliatómica, los dipolos de enlace deben agregarse como vectores para obtener un resultante que indique polaridad molecular. En el caso de las moléculas simétricas, los efectos de los dipolos de enlace individuales se cancelan y se produce una molécula no polar.

Las propiedades físicas macroscópicas, como los puntos de fusión y ebullición, dependen de las fuerzas que mantienen unidas las partículas microscópicas. En el caso de moléculas cuyos átomos están conectados por enlaces covalentes, tales fuerzas intermoleculares pueden ser de tres tipos. Todas las moléculas son atraídas juntas por las débiles fuerzas londinenses. Estos dependen de la polarización instantánea y del aumento de la fuerza con el tamaño de la nube de electrones moleculares. Cuando una molécula contiene átomos cuyas electronegatividades difieren significativamente y los dipolos de enlace resultantes no cancelan los efectos de los demás, ocurren fuerzas dipolares. Esto da como resultado puntos de fusión y ebullición más altos que para las sustancias no polares.

El tercer tipo de fuerza intermolecular, el enlace de hidrógeno, ocurre cuando una molécula contiene un átomo de hidrógeno conectado a una pareja altamente electronegativa. La otra molécula debe contener un átomo electronegativo, como flúor, oxígeno o nitrógeno, que tiene un par solitario. Aunque cada enlace de hidrógeno es débil en comparación con un enlace covalente, un gran número de enlaces de hidrógeno puede tener efectos muy significativos. Un ejemplo de esto está en las propiedades del agua. Este líquido altamente inusual juega un papel importante en hacer que los sistemas vivos y el medio ambiente de la tierra se comporten como lo hacen.

Los químicos utilizan los números de oxidación para realizar un seguimiento de los electrones durante el curso de una reacción química. Se pueden obtener asignando arbitrariamente electrones de valencia al más electronegativo de dos átomos unidos y calculando la carga resultante como si el enlace fuera 100 por ciento iónico. Alternativamente, algunas reglas simples están disponibles para predecir el número de oxidación de cada átomo en una fórmula. Los números de oxidación se utilizan en los nombres de los compuestos y a menudo son útiles para predecir fórmulas y escribir diagramas de Lewis.

Además de la deficiencia de electrones y la expansión de la capa de valencia, la regla del octeto es violada por especies que tienen uno o más electrones desapareados. Dichos radicales libres suelen ser bastante reactivos. Una dificultad de otro tipo ocurre en el benceno y otras moléculas para las cuales se puede dibujar más de un diagrama de Lewis. La reorganización de los electrones (pero no los núcleos atómicos) da como resultado varias estructuras a las que se hace referencia colectivamente como un híbrido de resonancia. Al igual que un híbrido sp, un híbrido de resonancia es una combinación de las estructuras contribuyentes y tiene propiedades intermedias entre ellas.