Enlace Covalente: Estructura Molecular, Polaridad y Teorías Fundamentales

Enlace Covalente: Fundamentos y Características

El enlace covalente se forma entre elementos con electronegatividad similar o alta, generalmente no metales. En este tipo de enlace, los átomos comparten electrones de su capa de valencia. Cuando los átomos que se combinan tienen electronegatividad igual, los electrones compartidos pertenecen a ambos por igual, formando un enlace apolar. Si la electronegatividad es diferente, los electrones compartidos están más cerca del elemento más electronegativo, resultando en un enlace polar. Al compartir electrones, el sistema molecular se vuelve más estable.

Estructuras de Lewis: Regla del Octeto y Tipos de Enlace

Los elementos de los grupos 13 (B, Al), 14 (C, Si), 15 (N, P), 16 (O, S) y 17 (F, Cl, Br, I) intentan obtener 8 electrones en su capa de valencia (regla del octeto), excepto el Hidrógeno (H) que busca 2 electrones. Para ello, formarán enlaces normales (simples, dobles, triples), dativos o deslocalizados. Es importante destacar que los elementos del tercer periodo y posteriores pueden obtener más de 8 electrones, fenómeno conocido como octeto expandido.

Representación de Lewis: Pautas Generales

Para dibujar estructuras de Lewis, se suelen seguir las siguientes pautas:

• El elemento menos electronegativo suele ser el átomo central.
• El Hidrógeno (H) siempre forma un solo enlace y tiene 1 electrón de valencia.

Fórmula para la Representación de Lewis

Para facilitar la construcción de estructuras de Lewis, se pueden utilizar las siguientes variables:

• n: Número total de electrones que caben en las capas de valencia de todos los átomos (H=2; Resto=8).
• V: Suma de todos los electrones de valencia que tienen los átomos de la molécula.
• C: Número de electrones compartidos (C = n - V).
• Número de enlaces: C/2 (los dobles enlaces cuentan como 2, los triples como 3).
• S: Número de electrones solitarios (S = V - C).

La representación final se realiza siguiendo estas pautas y distribuyendo los electrones de manera que se cumpla la regla del octeto (o dueto para H) para cada átomo.

Tipos de Enlace Covalente

Enlace Covalente Normal

En un enlace normal, cada átomo aporta un electrón para formar el par compartido. Por ejemplo, en la molécula de Cl₂ (Cl-Cl), ambos átomos de cloro tienen 7 electrones de valencia; al compartir un par, cada uno alcanza 8 electrones.

Enlace Covalente Dativo (Coordinado)

En un enlace dativo, los dos electrones compartidos son aportados por el mismo átomo. Por ejemplo, en el dióxido de azufre (SO₂), un oxígeno puede formar un enlace dativo con el azufre (O←S=O).

Enlace Resonante (Estructuras de Resonancia)

Se produce cuando una molécula puede ser representada por dos o más estructuras de Lewis válidas que difieren solo en la posición de los electrones (enlaces normales y/o dativos), pero no en la posición de los átomos. La estructura real es un híbrido de resonancia de todas ellas, lo que confiere mayor estabilidad a la molécula.

Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (VSEPR)

Esta teoría postula que todos los pares de electrones (enlazantes y no enlazantes) de la capa de valencia de un átomo que forma enlaces covalentes se sitúan lo más alejados posible unos de otros, de manera que las repulsiones entre ellos sean mínimas. Los ángulos de enlace de la molécula están determinados por la geometría de los pares electrónicos alrededor del átomo central.

La fuerza de repulsión entre los pares de electrones sigue el siguiente orden:

Par no enlazante-Par no enlazante > Par no enlazante-Par enlazante > Par enlazante-Par enlazante

Tipos de Geometría Molecular según VSEPR

• Número total de pares de electrones: 2
  • Geometría: Lineal
• Número total de pares de electrones: 3
  • 3 pares enlazantes: Triangular plana
  • 2 pares enlazantes + 1 par no enlazante: Angular
• Número total de pares de electrones: 4
  • 4 pares enlazantes: Tetraédrica
  • 3 pares enlazantes + 1 par no enlazante: Piramidal trigonal
  • 2 pares enlazantes + 2 pares no enlazantes: Angular

Polaridad Molecular: Momento Dipolar y Simetría

La polaridad molecular surge cuando los electrones del enlace no se reparten por igual entre los átomos, lo que provoca la aparición de una carga parcial negativa (δ-) sobre el átomo más electronegativo y una carga parcial positiva (δ+) sobre el otro. Se cuantifica mediante el momento dipolar (μ), que se calcula para cada enlace como μ_enlace = Q_iónica · r (donde Q es la carga parcial y r la distancia interatómica). El momento dipolar molecular es la suma vectorial de los momentos dipolares de todos los enlaces: μ_molécula = Σμ_enlace.

Si se unen elementos diferentes, el enlace es polar. Sin embargo, una molécula con enlaces polares puede ser apolar si su geometría molecular es simétrica y los momentos dipolares se cancelan. La dirección de la carga parcial se dirige siempre hacia el elemento más electronegativo. Los pares electrónicos no enlazantes contribuyen significativamente al momento dipolar molecular, dirigiendo la carga hacia ellos independientemente de la polaridad de los enlaces.

Teoría de Enlace de Valencia (TEV)

Según la Teoría de Enlace de Valencia, para que se forme un enlace entre dos átomos, se deben cumplir las siguientes condiciones:

• Ambos átomos deben tener un orbital con un electrón desapareado.
• Los orbitales que se solapan deben ser de tamaño comparable.
• La aproximación de los orbitales debe ocurrir con una orientación adecuada para un solapamiento efectivo.

Enlaces Sigma (σ) y Pi (π)

La forma de los orbitales atómicos influye en el tipo de enlace formado. Dado que el orbital s es esférico, su orientación no afecta el solapamiento al acercarse a otro orbital para enlazarse. Sin embargo, los orbitales p no son esféricos y, por lo tanto, pueden formar dos tipos de enlaces según su orientación de solapamiento:

• Enlace Sigma (σ): Se forma por el solapamiento frontal (cabeza con cabeza) de los orbitales atómicos. Es el tipo de enlace más fuerte y se encuentra en todos los enlaces simples.
• Enlace Pi (π): Se forma por el solapamiento lateral (lado a lado) de los orbitales p paralelos. Presenta dos zonas de solapamiento, una por encima y otra por debajo del eje internuclear. Es más débil que el enlace sigma.

Cuando dos átomos forman un enlace simple, este siempre será un enlace σ. En un doble enlace, habrá un enlace σ y un enlace π. En un triple enlace, se formará un enlace σ y dos enlaces π.