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Para TEMA 2

Enlace covalente.Ideas de Lewis y CLOA

F F+ F F

Contenidos paraFísica y Química

José Manuel Pereira Cordido. Departamento de Física y Química. IES San Clemente. Santiago

José Manuel Pereira Cordido

Doctor en Ciencias

Catedrático de Bachillerato del I.E.S. San Clemente.

Santiago de Compostela

Edición 2013 © Gráficos y dibujos: José M. Pereira Cordido © Fotografías: José M. Pereira Cordido © Vídeo: José M. Pereira Cordido

© Realización, edición y diseño: José M. Pereira Cordido

Registro General de la Propiedad Intelectual. Santiago: 03/2013/695

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Tema 2.-Enlace covalente

Enlace covalente

Teoría de Lewis

Recordemos que la teoría de Dalton no era capaz de dar

explicación a la Ley de Gay-Lussac referente a los volúmenes de

combinación de los gases. Fué Avogadro el que logro la conciliación de

estos dos hechos al proponer que los gases están fomados por

moléculas y no por átomos y que el mol de cualquier sustancia está

formado por un número determinado de individuos (moléculas) .

Pero si bien el proponer que un gas está formado por la unión

de átomos iguales era una aportación muy fructífers, resultaba más

difícil encontrar una justificación para dicha unión.

Las fuerzas de naturaleza electrostática que sirvieron para dar

explicación a la unión entre iones procedentes de átomos muy

diferentes, no tienen ni siquiera sentido en este caso; por tanto, había

que buscar razones de otro tipo.

Fue necesario que transcurriesen casi cincuenta años desde la

primera aportación en este terreno por Lewis en 1916, hasta que la

Química consigue elaborar una teoría seria para justificar la unión

entre áomos iguales o parecidos. Dado que como hemos dicho no

intervienen fuerzas de naturaleza eléctrica, el término electrovalencia

debe ser reemplazado para explicar el nuevo tipo de enlace, y se acuña

el término de covalencia o de enlace covalente para esta nueva

situación.

Como hemos dicho ya en la introducción al enlace químico,

tendremos que recurrir a otra explicación distinta de la que hemos

empleado al hablar del enlace iónico, en el caso de que quienes se

“enfrentan” no son dos átomos uno muy elecrtopositivo y otro muy

electronegativo. Si los dos átomos “enfentados” son ambos iguales

tes sidentifican a forma en que se escriben coa que realmente adopta as moléculas. Predomina na memoria visual a fórmula do composto e non a forma da molécula.A modo ejemplo debúxase á esquerda a forma dun hidrocarburo moi coñecido que logo se estudará, o octano normal. A súa for

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Niveles subniveles nº subniveles e- por subnivel e- por nivel n=1 s 1 2 2 s 1 2 n=2 p 3 6 8 s 1 2 n=3 p 3 6 d 5 10 18 s 1 2 p 3 6 n=4 d 5 10 f 7 14 32

imposible que a molécula sexa plana.Un caso moi coñecido é o dun composto cíclico que contien dobres enlaces coñecido co nome de benceno.Este hidrocarburo cunha cadea cíclica de seis átomos, é evidente que non pode ser plano. En efecto, se os ángulos que forman enlácelos do carbono son duns 109 ( tal como sinálase na figura da esquerda, non é posible que a molécula sexa plana xa que o ángulo que forman os lados dun exágono regular (recordemos, a molécula ten 6 carbonos) é de 120 (. Xa que logo, e como non se pode concibir que exista tal tensión entre as valencias do carbono nun composto moi estable é preciso admitir que a forma non é plana. E así é, está demostrado que no ciclohexano e para satisfacer os ángulos de enlace do carbono, a molécula adopta dúas posibles formas non planas como as que se debuxan. Unha que se denomina de configuración en bañeira e outra chamada cadeira que sitúan aos átomos do carbono en planos diferentes. Todo o anterior é evidente e non precisa máis explicación, pero como sempre que se debuxa ao benceno debúxase nun plano, permanece a idea plana sobre a forma real da molécula que, non nos cansaremos de afirmar, non cinciden.Pero debemos de recoñecer que o noso pecado en diante será o mesmo que o doutros, xa que escribiremos aos compostos sobre un papel, plano, e só sacaremos a relucir a forma no espazo á hora de destacar que a representación plana non é No entanto, como nunca se escriben os compostos na forma que realmente teñen, os principiantes sidentifican a forma en que se escriben coa que realmente adopta as moléculas. Predomina na memoria visual a fórmula do composto e non a forma da molécula.A modo ejemplo debúxase á esquerda a forma dun hidrocarburo moi coñecido que logo se estudará, o octano normal. A súa forma é a dunha liña crebada (con tres dimensións) non plana; pero que se escribe habitualmente cunha estrutura lineal, tan perfectamente xeométrica que tras repetir e repetir a fórmula termina por idenfificarse a fórmula coa forma.E ambas as cousas, como pode verse na figura da esquerda, non coinciden.A todo o longo da química dos compostos orgánicos mantense a tendencia de ecipsar, sen querer este importante aspecto. Así, cando se escriben, e ata se debuxan, algúns compostos cíclicos contribúese a memorizar a súa forma plana cando é imposible que a molécula sexa plana.Un caso moi coñecido é o dun composto cíclico que contien dobres enlaces coñecido co nome de benceno.Este hidrocarburo cunha cadea cíclica de seis átomos, é evidente que non pode ser plano. En efecto, se os ángulos que forman enlácelos do carbono son duns 109 ( tal como sinálase na figura da esquerda, non é posible que a molécula sexa plana xa que o ángulo que forman os lados dun exágono regular (recordemos, a molécula ten 6 carbonos) é de 120 (. Xa que logo, e como non se pode concibir queso moi coñecido é o dun composto cíclico que contien dobres enlaces coñecido co nome de benceno.Este hidrocarburo cunha cadea cíclica de seis átomos, é evidente que non pode ser está

JMPereiraCordido. Catedrático de Física y Química. IES San Clemente 1

¿Qué pasa?

Si esos átomos que se unen son idénticos (H2, F

2, O

2) no es

lógico pensar que uno gane electrones y el otro los pierda.

Si no son idénticos, y uno tiene mayor electronegatividad que el

otro ¿ le quita los electrones al otro?

Lewis resuelve estas cuestiones formulando que en este enlace

los átomos no ganan ni pierden electrones, sino que comparten

parejas de electrones.

Cada pareja de electrones compartida entre dos átomos constituye un enlace covalente.

Dicho en otros términos: Un enlace covalente sencillo es

aquel en que dos átomos comparten una pareja de electrones.

Según Lewis los átomos comparten parejas de electrones,

consiguiendo así la configuración estable de gas noble. En el caso del

H consigue tener dos electrones (estructura del He) y el resto de los

átomos consiguen tener ocho electrones (el octeto).

En un enlace covalente sencillo se unen dos átomos y cada uno

de ellos aporta un electrón al enlace.

Antes del planteamiento de las ideas de Lewis, era generalmente

aceptado que determinados elementos químicos tales como los gases

nobles y los iones con configuraciones electrónicas de gas inerte

tenían una particular estabilidad.

A partir de tal idea, Lewis propone que la unión química entre

átomos iguales o con electronegatividades parecidas, es consecuencia

de la compartición de pares de electrones. Resultado de la

compartición de dichos pares es la de alcanzar una estructura

electrónica de gas noble.

Si nos referimos a los elementos más ligeros del Sistema

Periódico la afimación equivale a admitir que (salvo el caso del

hidrógeno) que los elementos para la formación de una molécula

pretenden alcanzar una capa de 8 electrones. Como ya hemos dicho, la

norma, acostumbra a denominarse la regla del octete.


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Dado que en muchos casos los químicos habían apreciado la

posibilidad de existencia de más de una unión química (cuando

intervienen átomos de C, O, N...) se extendió la idea de la compartición

al caso de dos, tres pares de electrones compartidos . Surge así la idea

de dobles y triples anlaces consecuencia de que entre dichos átomos

existe más de un par compartido.

Dejando al margen el hecho de que éstas ideas del anlace

covalente están totalmente superadas, no es menos cierto que Lewis

de alguna forma intuyó que la existencia de un par de electrones

entre dos átomos algo tiene que ver con la unión química.

Esta intuición resultó muy acertada ya que, como luego

veremos, los planteamientos actuales conciben al enlace como

resultado de un incremento de la densidad electrónica en la zona

comprendida entre los átomos.

Los enlaces covalentes según la propuesta de Lewis se

materializan mediante puntos situados entre los átomos o bien

mediante guiones que representan un par electrónico.

Este tipo de representación resulta útil para entender a niveles

elementales los cambios que tiene lugar en las moléculas, por ejemplo,

cuando un átomo es sutituído por otro; y a pesar de las ideas de Lewis

no justifican para nada el porqué del enlace ni las forma de las

moléculas conviene estar habituado a este tipo de representaciones.

Para escribir las fórmulas de Lewis es útil seguir una serie de

pasos que pueden resumirse así:

1) En función de la posición de los elementos en el S.P. decicidir cuáles enlaces son covalentes y cuáles tiene cierto carácter iónico ya que en algunas moléculas aparecen los dos tipos de enlace.

2) Escribir el esqueleto del compuesto que se pretende escribir. En algunos casos hay varias posibilidades y puede no ser fácil escribirlo a primera vista.


1




3) Determinar cuántos electrones están disponibles como electrones de valencia para acomodarlos en el esqueleto. Es frecuente que exista la posibilidad de dobles enlaces, y otras veces deben aparecer pares solitarios no compartidos.

En las figuras hemos propuesto algunos ejemplos muy

conocidos

No es aconsejable empecinarse en pretender alcanzar una

representación satisfactoria de una estructura de Lewis ya que no

siempre es psosible escribirla. En general no hay problemas con los

elemetos de los dos primeros períodos, pero luego ya surgen

dificultades. En otras ocasiones la estructura resulta incorrecta ya que

aparecen electrones en pares, cuando están desapareados como es el

caso del oxígeno. Y, desde luego, no es posible escribir ninguna

estructura correcta si el elemento tiene más de cuatro valencias

(covalentes) ya que se viola la regla del octete.

Por último, añadir, que la teoría de Lewis parte del supuesto de

que la distribución de cargas de par electrónico compartido equivale a

un enlace, pero no dá ninguna razón para justificar por qué ésta

distribución de carga es más estable que la de dos átomos por

separado.


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H H H H+

F F+ F F

F Hx F HF H F H- +

Ejemplos de enlace sencillo, enlaces múltiples y enlace covalente coordinado

Para explicar la formación de algunos enlaces covalentes

utilicemos los diagramas de Lewis. Siguiendo sus ideas cada átomo se

representa mediante su símbolo químico rodeado de puntos, tantos

cómo electrones de valencia tiene. Así por ejemplo:

Molécula de H2

Las parejas de electrones compartidas por dos átomos se

representan por una línea

Dos átomos de hidrógeno con un electrón de valencia se unen

mediante un enlace covalente. Comparten una pareja de electrones,

consiguiendo ambos dos la configuporción estable del helio.

Molécula del F2

Dos átomos de fluor con siete electrones de valencia se unen

mediante un enlace covalente. Comparten una pareja de electrones.

Cada átomo de fluor queda con seis electrones (que no intervienen en

el enlace) más los dos electrones del enlace, es decir, tiene ocho

electrones, configuración electrónica estable.

Podríamos escribir la molécula de HF de la siguiente forma:

Un átomo de hidrógeno que tiene un electrón de valencia y un

átomo de fluor con siete electrones de valencia, se unen mediante un

enlace covalente, consiguiendo ambos dos configuraciones estables:

dos electrones el hidrógeno y ocho electrones el fluor.


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H H Ox xx x

x x+ + H HOx x

x xx

x

O O O O O O+

HOH

x

xH H+ xx

x x

Ox x+ x

x

xx

+N N N N N N

Como el flúor “tira” mucho de los dos electrones se produce el

efecto señalado mediant4e una flecha que dibujamos en color rojo.

Molécula de H2O

Dos átomos de hidrógeno, cada uno con un electrón de valencia

y un átomo de oxígeno con seis electrones de valencia.

Se forman aquí dos enlaces covalentes entre el oxígeno y cada

uno de los átomos de hidrógeno. Todos los átomos consiguen

configuraciones estables comprartendo electrones (dos cada átomo de

hidrógeno y ocho el átomo de oxígeno). Pero cierto es que para que la

configuración sea estable, en muchos casos a molécula no es lineal.

Hasta aquí dos átomos se unen compartiendo una sola pareja

de electrones, formando uno enlace covalente sencillo.

Molécula de O2

Dos átomos de oxígeno con seis electrones de valencia cada

uno (cada uno necesita dos electrones más, debe formar dos enlaces)

se unen compartiendo dos parejas de electrones, se forman dos

enlaces covalentes entre dos átomos. A esto se le llama enlace doble.

Cada átomo de oxígeno consigue la configuración estable de ocho

electrones (cuatro electrones que no intervienen en el enlce y cuatro

electrones compartidos en el enlace doble).

Molécula de N2


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H NH

HH

++ H N

HH

H+

Dos átomos de nitrógeno con cinco electrones de valencia (cada

uno necesita tres electrones más, debe formar tres enlaces) se unen

compartiendo tres parejas de electrones, se forman tres enlaces

covalentes entre dos átomos. A esto se llama enlace triple.

Cada átomo de nitrógeno consigue la configuración estable de

ocho electrones (dos electrones que no intervienen en el enlace y seis

electrones compartidos por los dos átomos en el triple enlace).

Se puede observar en estos ejemplos que cada átomo debe

formar tantos enlaces como electrones le faltan para conseguir el

octeto.

Además, de estos enlaces sencillos o múltiples, en los que los

dos átomos que se unen acercan por igual los electrones que

comparten, existe otro tipo de enlace denomindo enlace covalente coordinado en el que dos átomos comparten una pareja de

electrones, pero estos dos electrones del enlace son aportados por uno

de los dos átomos que se enlazan. El átomo que aporta los electrones

se llama dador y lo que los recibe se le llama aceptor.

Este enlace se representa por una flecha y difiere del enlace

covalente normal, únicamente en su formación, pues una vez formado

se comporta como un enlace covalente normal.

El ión amonio NH+4 , se forma por la unión de un ión H+ que no

tiene electrones con una molécula de amoniaco NH3

en la que el

nitrógeno dispone de una pareja de electrones sin compartir.

El nitrógeno actúa de dador acercando esa pareja de electrones

y el ión hidrógeno de aceptor, entre ambos dos se forma uno enlace

covalente coordinado.


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o Recuerde

En el enlace covalente los átomos ni ganan ni pierden electrones, comparten parejas de electrones. Cada pareja de electrones compartida entre dos átomos constituye uno enlace covalente.

La teoría de Lewis no es capaz de explicar algunos aspectos del enlace covalente:

o No explica, entre otros:

No explica la formación de algunas sustancia con enlace covalente, ya que no cumplen la regla del octeto.

En la formación de la sustancia PCl5, el fósforo se une mediante cinco enlaces covalentes a los cinco átomos de cloro, cada átomo de cloro consigue los ocho electrones, pero el fósforo quda con diez electrones.

No explica la geometría de las moléculas, la forma de orientarse los enlaces de la molécula.

Por todo ello, es preciso contar con otra teoría más elaborada. Sintetizamos las ideas actuales sobre el enlace covalente.


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Ideas actuales del enlace covalente.

Así pues, las estructuras de muchas moléculas no es posible

escribirlas mediante la propuesta de Lewis.

En unas ocasiones no son consecuentes con el paramagnetismo

de la molécula, en otras no dice nada sobre los niveles de energía de

las moléculas; y lo que es peor, nada dice sobre la razón (el por qué

se produce el enlace) del enlace; y menos dice sobre la forma

peculiar de las moléculas unidas por enlaces covalentes.

Es preciso abordar el problema desde otro punto de vista.

Ése otro punto de vista, ya lo hemos dicho al hablar de los

modelos atómicos, es olvidarnos de que el electrón es una partícula y

estudiar el problema en los términos actuales de los orbitales

atómicos.

Nos introduciremos sin emplear ningún término matemático.

Sabemos que a cada

electrón de un átomo se le

asigna una región del espacio

en donde es seguro que se

encuentra, pero no lo podemos

localizar en un punto concreto.

A dicha región le denominamos

orbital atómico y que tiene una

forma típica para cada orbital

(s, p...) y un determinado nivel

de energía.

Cuando dos átomos

están separados, sus electrones

pertenecen a un orbital de dicho

átomo que, para concretar,

llamaremos orbital atómico.

Si los dos átomos se

aproximan (tal como indica la


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figura) sus orbitales interactúan entre sí, hasta tal extremo, que

cuando están a una distancia de equilibrio la interacción ha sido tan

intensa que los electrones de ambos átomos dejan de pertenecer a

cada uno de los átomos y pertenecen a otro orbital común a los

dos átomos.

Ese nuevo orbital (llamado molecular), que nace de los dos

anteriores (llamados atómicos)y que corresponde a la pareja de

átomos (ahora ya es molécula) ya no se llama orbital atómico, se llama

orbital molecular.

Estamos en definitiva hablando, de un método de explicar el

enlace covalente a partir de la idea de que al aproximarse los átomos

sus orbitales atómicos desaparecen y los electrones de ambos átomos

pertenecen a un orbital nuevo, molecular, propio de la molécula. El

método se llama de los orbitales moleculares, en ocasiones designado

mediante las siglas C.L.O.A. ya que el orbital molecular se obtiene

(matemáticamente) a base de Combinar Linealmente las ecuaciones de

los Orbitales A tómicos.

El resultado de

combinar linealmente

las ecuaciones de dos

orbitales atómicos 1s

de dos átomos (a y b)

proporciona, además

de otras, dos

ecuaciones simples de

orbitales moleculares:

1sa + 1sb

1sa − 1sb

Para dichos

orbitales moleculares:

1sa + 1sb y 1sa − 1sb

la forma en que está

distribuída la

probabilidad se

representa en la figura

de la izquierda.


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Como puede verse, el orbital molecular 1sa + 1sb tiene en la

región comprendida entre los dos átomos una elevada probabilidad de

encontrarse los electrones.

Por el contrario, el orbital molecular 1sa − 1sb en la misma

región -la comprendida entre los dos átomos- tiene una baja

probabilidad.

Al primer orbital molecular, en razón de la elevada probabilidad en la zona entre los dos átomos se le llama orbital molecular enlazante.

Al segundo orbital molecular, ya que significa reducida probabilidad en dicha región, se le denomina orbital molecular antienlazante..

Nótese que el orbital molecular antienlazante evidencia en la

zona comprendida entre

los dos átomos una nula

probabilidad. En la

figura inferior se ha

dibujado su forma en el

espacio y como puede

observarse en la misma

región (entre los dos

átomos) la probabilidad

es nula, es decir, no

representa intención de

unión química. Al

contrario, los orbitales

enlazantes evidencian

que se incrementa la

probabilidad de que los

electrones del orbital

molecular se encuentren

entre los dos átomos.


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En relación con la forma (la geometría) de los orbitales

moleculares cabe decir que ocurre algo parecido a lo que sucede con

las combinaciones de bebidas.

El sabor final de una

combinación de bebidas tiene

mucho que ver con la cantidad de

las bebidas que se mezclan, pero

también con los sabores ( o colores)

más o menos peculiares de cada

una. Unas gotas de un licor rojo o

picante se manifiestan de forma

evidente en la combinación, lo

mismo ocurre con los orbitales

atómicos.

Si se combina orbitales del

mismo tipo (como el caso que se

dibuja) el orbital molecular recuerda

la geometría de los orbitales s; pero

si se combinasen orbitales s con

orbitales p (aún haciéndolo al 50%) el orbital resutalte recordaría más

al p que al s en virtud de la especial geometría que distingue a los

orbitales p de los s que, dicho sea de paso, son particularmente

amorfos.

La combinación de dos orbitales atómicos dá lugar a dos

orbitales moleculares, y si cada orbital atómico (tipo s) es una región

en donde pueden encontrarse dos electrones de spines antiparalelos;

en cada orbital molecular resultante de ellos pueden encontrarse otros

dos. Por tanto, los orbitales moleculares que se dibujan, pueden alojar

dos elecrtones en el O.M. de enlace y otros dos en el O.M. de

antienlace. El enlace neto resultante depende del número de ellos en el

orbital de enlace y en el orbital de antienlace como veremos.

El aspecto energético de los orbitales moleculares tiene un

excepcional importancia por doble motivo. En primer lulugar por

que justifica en última instancia la razón por la que dos átomo se

unen y, en según lugar nos indica la fuerza de dicha unión.


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Es evidente que para que dos átomos decidan unirse debe

existir una justificación energética y no es fruto de la voluntad de

dichos átomos. Si el estado al que se dirigen tiene menor contenido

energético que el de los átomos aislados pordrá tener lugar la unión.

Caso de la molécula de Hidrógeno.

Supongamos que se

trata de dos átomos de

hidrógeno, y que el diagrama

de la izquierda representa los

contenidos energéticos de los

dos orbitales s de los átomos

aislados (nivel E’). Si dichos

electrones, en lugar de

pertenecer a cada átomo

separado, perteneciesen a un

orbital molecular de enlace de

la molécula de Hidrógeno

(nivel de energía E) estarían en

un estado de menor contenido

energético como se observa en

la figura.

Por tanto, es más

estable esta nueva situación (molécula de hidrógeno) en la que los dos

electrones de los dos átomos estan en el orbital de enlace de la

molécula, que la anterior de dos átomos libres sin agruparse como

molécula.

Estos dos electrones

que pertenecen al orbitaal

común de la molécula de

hidrógeno constituyen un par

de electrones que, al igual que

en la teoría de Lewis,

significan un enlace.

Si fuese un átomo de

Hidrógeno y otro de Helio sus


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electrones (los tres de los dos átomos) estarían en los orbitales

moleculares como se indica en la figura. Un par electrónico en el

orbital de enlace y un sólo electrón en el de antienlace.

El resultado neto es de 1 enlace- medio enlace = 0.5.El enlace

de dicha molécula en la mitad de fuerte que en el anterior caso.

Existe dicha molécula pero su enlace es débil.

Por último, consideremos la posibilidad de la posible existencia de la molécula de Helio.

Disponemos de los cuatro electrones de los dos átomo de Helio.

Se encontrarán (caso de existir la molécula) ocupando los orbitales

moleculares como se indica en la figura. El resultado neto es que no

hay enlace ya que dos

están en el orbital de

enlace y otros dos en el

de antienlace.

Desde el punto

de vista energético la

molécula no es más

estable que los átomos

por separado y, en

consecuencia, no

existen moléculas de

Helio.

En el caso de un

átomo con elecrones en el orbital s y otro átomo con electrones en el

orbital p, el proceso es análogo aunque no idéntico. La aparición de

orbitales dirigidos (p) ocasionará que el orbital molecular resultante

tenga forma específica.

La forma de dicho orbital será la responsable de que existan

direcciones privilegiadas de enlace en el espacio y, en definitiva de la

forma de la molécula, que también se consigue explicar mediante esta

teoría en la que nos hemos introducido.


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F Hx F HxF H F H F H- +

Distintos tipos de sustancia covalentes

Entre las sustancia que presentan enlace covalente nos

encontramos algunas con propiedades tan dispares como el

diamante, el agua y el nitrógeno.

Esta diferencia tan grande entre sustancia que tienen el incluso

enlace se justifica porque algunas de ellas como el diamante

(constituido por átomos de C unidos mediante enlaces covalentes en

las tres direcciones del espacio) forman redes cristalinas donde todas

las uniones existentes son enlaces covalentes, son los sólidos

covalentes, mientras que otras forman moléculas en las que los

átomos se unen por enlaces covalentes y estas moléculas se unen

entre sí por determinadas fuerzas intermoleculares que, en general

son mucho más débiles que uno enlace covalente.

Enlaces polares y apolares

Cuando dos átomos iguales o con igual electronegatividad

comparten una pareja deelectrnes, atraen hacia si la pareja de

electrones con igual fuerza, de manera que esta quieta centrada entre

los dos átomos. A este enlace covalente se le llama apolar.

Si los dos átomos que se unen mediante enlace covalente tienen

diferente electronegativiadad, comparten la pareja de electrones,

pero el más electronegativo tira más de los electrones y los acerca, de

manera que la pareja de electrones no está centrada entre los dos

átomos, sino que está más próxima al elemento más electronegativo y

más alejada del menos electronegativo. Es un enlace covalente polar.

El átomo que tiene cerca los electrones tiene polaridade

negativa y el otro polaridade positiva. No llega a haber una separación

total de cargas, no son dos iones (un positivo y otro negativo),

simplemente aparece una disposición asimétrica de cargas, hacia

donde se desplazan los electrones del enlace, es el polo negativo y la

otra parte del enlace el polo positivo.


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Moléculas polares y apolares

Cuando en una molécula los enlaces son apolares la molécula es apolar, sin polaridad.

Cuando en una molécula los enlaces son polares pueden ocurrir dos cosas:

1.-La polaridade del enlace no se anula o compensa con la polaridade de otros enlaces y entonces la molécula es polar.

Ej: HF. El F es más electronegativo, tiene polaridade negativa y

el H tiene polaridade positiva. La polaridade de este enlace no está

compensada puesto que sólo existe este enlace. H F es una molécula

polar.

Ej: H2O. Los dos enlaces O-H tienen polaridad y puesto que entre

se forman un ángulo de enlace distinto de 180º, estas polaridades no

se anulan. El H 2O es una molécula polar.

2. La polaridade del enlace se anula pues en la molécula existen otros enlaces con igual polaridade y todos ellos se encuentran distribuidos de una forma simétrica, de manera que las polaridades se anulan y la molécula es apolar.

Ej: CCl4. El Cl es más electronegativo que el C, luego los cuatro

enlaces C-Cl son polares, pero, están distribuidos de forma simétrica

(dirigidos hacia los vértices de un tetraedro), de modo que estas

polaridades se compensan,se anulan. el CCl4 es una sustancia apolar.


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Fuerzas intermoleculares

Son las fuerzas de unión que se producen entre moléculas los

átomos de las cuales están unidos por enlaces covalentes.

Existen diferentes tipos de fuerzas intermoleculares:

Fuerzas de orientación.

Las moléculas polares se unen mediante fuerzas de orientación.

La parte positiva de una molécula se orienta, se acerca a la parte

negativa de otra y aparece una fuerza de tipo eléctrico. Estas fuerzas,

aunque de la misma naturaleza son mucho más débiles que uno enlace

iónico, puesto que aquí no tenemos cargas netas sino dipolos

(molécula neutra en la que la carga negativa está desplazada hacia una

parte de la molécula).

Fuerzas de orientación

Estas fuerzas de orientación son tanto más intensas cuanto

mayor es la polaridad de las moléculas aunque, insistimos, son mucho

más débiles que las de cualquier enlace químico.

Enlaces por puente de hidrógeno.

Se dan entre moléculas que contienen enlaces entre un

elemento muy electronegativo (O, F,N...) y el hidrógeno. Estos enlaces

tienen una polaridade muy acusada, de modo que este tipo de unión

entre moléculas se puede considerar como fuerzas de orientación muy

intensas.


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F H- +

FH-

+

F H- +

F H- +

FH

-+

HO

H-

++

HO

H

-+

+

HO

H-

++

HO

H

-

+

+

H

O

H

-

+

+

HO

H-

++

El H unido por un enlace covalente polar a un átomo muy

electronegativo forma a parte positiva de ese enlace. Ese H con

polaridad positiva se acerca, y se une por atracción eléctrica a la parte

negativa de otra molécula.

Puesto que el H actúa de nexo de unión entre dos moléculas, a

esta unión se le llama "puente de hidrógeno".

Puente de hidrógeno en el FH

Puentes de Hidrógeno en el agua

Fuerzas de dispersión..

Se producen entre moléculas apolares. Son más débiles que las

fuerzas de orientación y su intensidad está en relación directa con la

masa de las moléculas.

Distintos tipos de sustancia covalentes

Nos vamos a encontrar con diferentes tipos de sustancia

covalentes:

Sólidos covalentes. Sustancia en las que todas las uniones son

enlaces covalentes. Ejemplo: el diamante, la sílice...

Moléculas. Las uniones dentro de la molécula son enlaces

covalentes.


1




Las moléculas se unen entre se por fuerzas

intermoleculares.Las moléculas polares se unen por fuerzas de

orientación y las moléculas apolares se unen por fuerzas de

dispersión.

Propiedades de las sustancia covalentes

Puntos de fusión.

Sólidos covalentes. Para pasarlos a estado líquido hay que

romper enlaces covalentes, muy estables, por lo tanto los puntos de

fusión serán muy elevados.

Moléculas. Aquí nos referiremos a los puntos de fusión o de

ebullición, pues to que algunas la temperatura ambiente son líquidos y

mismo gases. Para cambiar de estado deben romper fuerzas

intermoleculares, mucho más débiles que uno enlace, por lo tanto los

puntos de fusión o de ebullición son en general bajos, debido a la

debilidad de las fuerzas que hay que romper para separar las

moléculas. Estos puntos de cambio de estado serán mayores cuanto

mayor sea la intensidad de las fuerzas que han de romper.

Hay diferentes tipos de sustancia covalentes:

Sólidos covalentes: Sustancia en las que todas las uniones son enlaces covalentes.

Moléculas: Las uniones dentro de la molécula son enlaces covalentes. Las moléculas se unen entre sí por fuerzas intermoleculares. Las moléculas polares se unen por fuerzas de orientación y las moléculas apolares se unen por fuerzas de dispersión.


1




Solubilidad.

Tenemos dos tipos de disolventes: los polares y los apolares.

Los disolventes polares están formados por moléculas polares

unidas entre se por fuerzas de orientación (agua, alcohol), mientras

que los disolventes apolares están formados por moléculas apolares

unidas entre se por fuerzas de dispersión (gasolina, benceno,

tetracloruro de carbono).

Sólidos covalentes. Sus uniones son mucho más intensas que

las de las partículas de cualquier disolvente, por lo tanto, no la habían

disuelto en ningún tipo de disolvente. Son insolubles.

Moléculas. Las polares se disuelven en disolventes polares y las

apolares en disolventes apolares. Condutividad eléctrica.

Las sustancia covalentes no contienen cargas con movilidad, por

lo que no conducen la electricidad. Son aislantes, pero existen algunas

excepciones


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