Enlace Covalente

Este enlace se debe esencialmente a la compartición de electrones entre átomos, de manera que la energía del sistema disminuye respecto de la que tenían los átomos separados. Se produce al unirse átomos con electronegatividades semejantes y elevadas (elementos no metálicos y/o el hidrógeno).

Covalencia

Se denomina así al número de electrones compartidos por cada elemento en un compuesto covalente.

Estructuras de Lewis

En estas estructuras, cada átomo se indica con su símbolo rodeado de puntos que representan los electrones del último nivel. Estos pueden aparecer también como aspas (para diferenciarlos de los del otro átomo) o como rayas (en caso de pares electrónicos).

Los átomos se enlazan uniendo los electrones necesarios mediante líneas, de manera que al final cada átomo esté rodeado de ocho electrones (considerando las excepciones a la regla del octeto), manteniendo como propios sus electrones de valencia.

Reglas para diseñar estructuras de Lewis de moléculas complejas

1. Determinamos el total de los electrones de la capa externa de cada átomo (E). A este valor le tenemos que sumar o restar los electrones correspondientes a las cargas.
2. Calculamos el total de electrones que caben en la capa de valencia de cada átomo (V). Tenemos que tener en cuenta las excepciones a la regla del octeto.
3. Obtenemos el total de pares de electrones compartidos (C). C = (V – E) / 2
4. Calculamos los pares de electrones no enlazantes (N). N = (E / 2) – C
5. Colocamos los átomos de la forma más simétrica posible, estableciendo cuál es el átomo central (normalmente el que tiene mayor covalencia o el menos electronegativo).
6. Unimos esos átomos con los enlaces que resultan de calcular C.
7. Distribuimos N por los átomos hasta que todos tengan el octeto completo (teniendo en cuenta las excepciones).

Resonancia

Cuando en una molécula existen dobles enlaces, a veces su colocación no corresponde a una posición fija, sino que pueden ubicarse en varias posiciones diferentes en torno a un mismo átomo. Todas estas posiciones representan las posibles estructuras de Lewis de la molécula y contribuyen a la estructura final. Esta estructura final se denomina híbrido de resonancia, porque para construirla se tienen en cuenta todas las posibles distribuciones.

Cuando esto ocurre, la distancia de enlace no corresponde a la de un enlace simple ni a la de uno doble, tomando en realidad un valor intermedio entre ambas. Lo mismo sucede cuando en la molécula aparecen triples enlaces.

La existencia de formas resonantes conlleva un aporte energético negativo denominado energía de resonancia, que produce una disminución energética que estabiliza el sistema. Esta será mayor cuantas más estructuras resonantes se puedan postular para una molécula.

Teoría de Repulsión de los Pares Electrónicos de la Capa de Valencia (TRPECV)

A diferencia del enlace iónico, el enlace covalente es direccional, y muchas de las propiedades de las moléculas covalentes se explican por la forma que adquiere la molécula.

Esta teoría complementa la teoría de Lewis para predecir cuál va a ser la geometría de una molécula dada, siguiendo la siguiente regla: “Los pares electrónicos (pares no enlazantes o enlaces) se repelen unos a otros, por lo que se sitúan espacialmente lo más alejados posible entre sí”.

Teniendo en consideración dicha norma, la geometría de los tipos de moléculas más comunes es la siguiente: [Aquí iría la tabla mencionada en el texto original].

Teoría del Enlace de Valencia (TEV)

Como se ha visto, las estructuras electrónicas de Lewis tienen limitaciones: la regla del octeto no siempre se cumple y, además, es necesario utilizar la TRPECV para poder explicar la geometría de las estructuras. Por esa razón, para explicar el enlace covalente se propuso en 1927 una nueva teoría, llamada de enlace de valencia, con un planteamiento totalmente diferente, ya que utiliza los orbitales atómicos como elemento clave.

Según esta teoría, un orbital atómico de un átomo con un electrón va a solapar con otro orbital atómico con un electrón de un átomo distinto. Al superponerse los dos orbitales atómicos se forma un orbital molecular, constituido por dos electrones, que es lo que va a producir el enlace entre los átomos.

Si los orbitales que se solapan son s o p, se pueden considerar dos tipos de enlaces:

• Enlace σ (sigma): Se forma por solapamiento frontal de orbitales s o p con otro orbital s o p. Este solapamiento origina enlaces sencillos.
• Enlace π (pi): Ocurre por solapamiento lateral de los orbitales p, formando los dobles y triples enlaces.

El enlace σ es más fuerte que el π, puesto que su solapamiento es mayor.

En algunos casos, los electrones que están inicialmente apareados pueden desaparearse para participar en el enlace si existen orbitales vacíos en la misma capa. Así se explican las valencias anómalas que pueden presentar algunos átomos.

Hibridación de Orbitales Atómicos

En muchas moléculas, no se puede explicar su estructura real mediante el simple solapamiento de orbitales atómicos. Para justificarla, la TEV emplea el concepto de hibridación: “combinación lineal de orbitales atómicos de un mismo átomo para dar orbitales atómicos híbridos”.

En este proceso de hibridación:

• Los orbitales que interaccionan pertenecen al mismo átomo y casi siempre son de la capa de valencia, por lo que al tener energía similar ocurre la hibridación.
• El número de orbitales híbridos que se forman es igual al número de orbitales atómicos que interaccionan.
• Los orbitales híbridos se designan utilizando las letras correspondientes a los orbitales atómicos que les dieron origen, con un superíndice que indica el número de orbitales atómicos de cada tipo que participan en la hibridación (ej. sp, sp², sp³).
• La orientación espacial de los orbitales híbridos sigue la TRPECV y depende del número de orbitales que se formen.