Fundamentos de la Unión Química: Tipos de Enlaces y Estructuras Moleculares

El Enlace Covalente (No Metálicos)

El **enlace covalente** se forma por la compartición de un par de electrones entre dos átomos, lo que permite a ambos adquirir una estructura electrónica similar a la de un gas noble. La diferencia de electronegatividad ($\Delta \text{EN}$) entre los átomos debe ser menor a 1,7, y generalmente ocurre entre átomos no metálicos. Existen tres tipos principales: polares, apolares y dativos.

Clasificación por Compartición de Electrones

• Enlace covalente simple: Se forma cuando los átomos comparten un par de electrones. Ejemplo: $\text{H}_2$.
• Enlace covalente doble: Se forma cuando los átomos comparten dos pares de electrones. Ejemplo: $\text{O}_2$.
• Enlace covalente triple: Se forma cuando los átomos comparten tres pares de electrones. Ejemplo: $\text{N}_2$.

Clasificación por Polaridad

1. Enlace covalente polar

   Formado por átomos no metálicos diferentes. Un núcleo ejerce mayor fuerza para atraer los electrones de enlace, por lo que estos se comparten de forma desigual, generando dipolos (polo positivo y negativo). La diferencia de electronegatividad ($\text{E.N.}$) se encuentra entre 0,5 y 1,7. Ejemplos: $\text{H}_2\text{O}$, $\text{HCl}$, $\text{SO}_2$.

2. Enlace covalente apolar

   Se da cuando los elementos a combinar tienen la misma electronegatividad o su diferencia es inferior a 0,5 ($\Delta \text{EN} \approx 0$). Los núcleos ejercen una fuerza de atracción equivalente (enlace perfecto). Las moléculas formadas por átomos iguales son un ejemplo de enlace covalente apolar puro ($\text{E.N.}=0$). Ejemplos: $\text{Cl}_2$, $\text{O}_2$, $\text{H}_2$, $\text{F}_2$, $\text{N}_2$, $\text{Br}_2$.

3. Enlace covalente coordinado o dativo

   Es un enlace polar con la peculiaridad de que uno solo de los dos átomos aporta el par de electrones (par de e$^-$ libre). Ejemplos: $\text{NH}_4^+$, $\text{H}_2\text{SO}_4$, $\text{H}_3\text{O}^+$.

Características de Compuestos Covalentes

• Sustancias covalentes moleculares: Se presentan en los 3 estados de la materia. No conducen la corriente eléctrica ni el calor. Presentan bajos puntos de ebullición y de fusión. Son solubles en solventes polares (si son polares) y en solventes apolares (si no presentan polaridad). Ejemplos: $\text{H}_2\text{O}$, $\text{N}_2$, $\text{O}_2$, alcohol, azúcar ($\text{C}_{12}\text{H}_{22}\text{O}_{11}$), aceites, plásticos, etc.
• Sustancias covalentes reticulares: Formadas por un número indefinido de átomos unidos por enlaces covalentes, constituyendo una red cristalina. Son sólidos a temperatura ambiente, tienen altos puntos de fusión y ebullición, e son insolubles en cualquier tipo de solvente. Ejemplos: diamante, grafito y la sílice ($\text{SiO}_2$), etc.

Resonancia y Estructuras Resonantes

La resonancia es la organización de los electrones al interior de una sustancia que puede ser representada por más de una estructura de Lewis. Cada una de las representaciones posibles recibe el nombre de estructura resonante, estructura de resonancia o híbrido de resonancia. Ejemplo: Dióxido de azufre ($\text{SO}_2$).

El Enlace Metálico (Metales)

Se produce entre átomos con tendencia a perder electrones de valencia, es decir, entre metales con baja electronegatividad.

Modelo del mar de electrones o nube electrónica

Los átomos metálicos ceden sus electrones de valencia a una “nube electrónica”. De esta manera, los átomos metálicos se convierten en cationes, y los electrones donados forman una nube que rodea completamente a estos cationes.

Excepciones a la Regla del Octeto

Existen muchos compuestos covalentes que no cumplen la regla del octeto, ya sea por defecto o por exceso de electrones. Por ejemplo, el trifluoruro de boro ($\text{BF}_3$) y el hidruro de berilio ($\text{BeH}_2$) no llegan a completar su octeto por falta de electrones de valencia, mientras que el pentacloruro de fósforo excede el octeto.