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9.6: Enlaces Covalentes y Estructuras de Lewis
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Covalent Bonding and Lewis Structures
 
TRANSCRIPCIÓN

9.6: Enlaces Covalentes y Estructuras de Lewis

En comparación con los enlaces iónicos, que resultan de la transferencia de electrones entre átomos metálicos y no metálicos, los enlaces covalentes resultan de la atracción mutua de átomos para un par de electrones “compartido”. 

Los enlaces covalentes se forman entre dos átomos cuando ambos tienen tendencias similares para atraer electrones hacia sí mismos (es decir, cuando ambos átomos tienen energías de ionización y afinidades electrónicas idénticas o bastante similares). 

Propiedades físicas de los compuestos covalentes

Los compuestos que contienen enlaces covalentes presentan propiedades físicas diferentes a aquellas de los compuestos iónicos. Debido a que la atracción entre moléculas, que son eléctricamente neutras, es más débil que la que existe 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 temperatura ambiente y, en sus estados sólidos, son normalmente mucho más suaves 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 son insolubles en agua; ya que son eléctricamente neutros, son malos conductores de la electricidad en cualquier estado.

Formación de 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. Dos átomos de hidrógeno separados con una energía potencial particular se acercan entre sí, sus orbitales de valencia (1s) comienzan a solaparse. Los electrones individuales en cada átomo de hidrógeno entonces interactúan con ambos núcleos atómicos, ocupando el espacio alrededor de ambos átomos. La fuerte atracción de cada electrón compartido hacia ambos núcleos estabiliza el sistema, y la energía potencial disminuye a medida que disminuye la distancia de 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 de enlace es determinada por la distancia a la cual se consigue la menor energía potencial.

Es esencial recordar que se debe añadir energía para romper los enlaces químicos (un proceso endotérmico), mientras que la formación de los enlaces químicos libera energía (un proceso exotérmico). En el caso de H2, el enlace covalente es muy fuerte; se debe añadir 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:

Eq1

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

Eq2

Estructuras de Lewis

Los símbolos de Lewis se pueden utilizar para indicar la formación de los enlaces covalentes, los cuales se muestran en las estructuras de Lewis, dibujos que describen los enlaces en moléculas e iones poliatómicos. Por ejemplo, cuando dos átomos de cloro forman una molécula de cloro, comparten un par de electrones:

Figura1

La estructura de Lewis indica que cada átomo de Cl tiene tres pares de electrones que no se utilizan en el enlace (llamados pares solitarios) y un par compartido de electrones (escrito entre los átomos). A veces se utiliza un guión (o línea) para indicar un par compartido de electrones: Cl—Cl.

  • Un solo par compartido de electrones se denomina enlace único. Cada átomo de Cl interactúa con ocho electrones de valencia: Los seis de los pares solitarios y los dos del enlace único.
  • Sin embargo, un par de átomos puede necesitar compartir más de un par de electrones para lograr el octeto requerido. Un enlace doble se forma cuando dos pares de electrones se comparten entre un par de átomos, como entre los átomos de carbono y oxígeno en CH2O (formaldehido) y entre los dos átomos de carbono en C2H4 (etileno). 
    Figura2
  • Un enlace triple se forma cuando tres pares de electrones son compartidos por un par de átomos, como en el monóxido de carbono (CO) y el ion cianuro (CN–).
    Figura3

La tabla periódica se puede utilizar para predecir el número de electrones de valencia en un átomo y el número de enlaces que se formarán para alcanzar un octeto. Los elementos del Grupo 18 como el Argón y el Helio han completado su configuración electrónica y, por lo tanto, rara vez participan en los enlaces químicos. Sin embargo, los átomos del grupo 17, como el bromo o el yodo, sólo necesitan un electrón para alcanzar el octeto. Por lo tanto, los átomos que pertenecen al grupo 17 pueden formar un enlace covalente único. Los átomos del grupo 16 necesitan 2 electrones para alcanzar un octeto; por lo tanto, pueden formar dos enlaces covalentes. Del mismo modo, el carbono que pertenece al grupo 14 necesita 4 electrones más para alcanzar un octeto; por lo tanto, el carbono puede formar cuatro enlaces covalentes. 

Este texto es adaptado deOpenstax, Química 2e, Sección 7.2: Enlaces Covalentes y Openstax, Química 2e, Sección 7.3: Símbolos y Estructuras de Lewis.

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