QuimiWeb

  • Aumentar fuente
  • Fuente predeterminada
  • Disminuir fuente

Enlace Covalente

E-mail Imprimir PDF
Usar puntuación: / 27
MaloBueno 

Enlace covalente no polar

Los electrones compartidos por una molécula formada por dos átomos iguales se encuentran atraídos con la misma fuerza por los dos núcleos, debido a que la diferencia de electronegatividad es cero. Esto implica que cada uno de los átomos ejerce la misma atracción sobre el par electrónico y el mismo estará, en promedio, a igual distancia entre ambos núcleos, es decir que se presenta una compartición electrónica simétrica. Esto sucede en moléculas como H2, Cl2, F2, O2, o N2. Los enlaces se denominan no polares y se encuentran siempre en moléculas formadas por átomos idénticos.

Modelo de representación de densidad electrónica simétrica

       
       

Enlace covalente polar

Sin embargo en moléculas formadas por átomos diferentes como HF o HCl, cuyas diferencias de electronegatividades son distintas de cero, no puede existir una compartición electrónica simétrica. La densidad de la nube electrónica estará más próxima al F o Cl que al H. Los enlaces en los que la densidad electrónica es asimétrica se conocen como enlaces polares.

En el caso de HCl, como el Cl es más electronegativo que el H, el par electrónico compartido estará más desplazado hacia el átomo de Cl, y el enlace H-CL será polar
Si la diferencia de electronegatividad es grande, como en la molécula de HCl el enlace será fuertemente polar; si la diferencia es pequeña el enlace será ligeramente polar; y si la diferencia es cero el enlace será no polar.

Modelo de representación de densidad electrónica asimétrica

       

Hemos visto que en un enlace iónico puro hay una total transferencia de electrones de un átomo a otro, y en un enlace covalente puro los electrones están igualmente compartidos. Se puede pensar que un enlace covalente polar es una situación intermedia entre el enlace covalente puro y el iónico. Por ello, se puede relacionar la polaridad del enlace con un cierto carácter iónico parcial del mismo.

 

Modelos especiales

En estos modelos, cada átomo ocupa un lugar en el espacio y se representa con su tamaño relativo, dando como resultado la geometría de la molécula en cuestión. Tienen la ventaja de dar una idea más real de la posición y el espacio que ocupa cada átomo en la molécula. Sin embargo no brindan información de cómo está formada la unión, ni de la cantidad de electrones externos que cada átomo posee. Son los más difíciles de representar, por lo que los diagramas de Lewis y las fórmulas desarrolladas tienen más difusión. La combinación de todos los modelos es lo que facilita la comprensión de la distribución espacial de las moléculas.

La estructura de Lewis, solo nos permite describir las uniones químicas que se producen entre átomos en una representación bidimensional, pero es imposible establecer, por medio de ella, la orientación espacial o tridimensional de los enlaces cuando se constituyen las moléculas. Para establecer la polaridad de las moléculas es necesario establecer la organización tridimensional que éstas presentan.

Las moléculas de distintas sustancias poseen diferentes formas, y estas se deben, a que los átomos, cuando se unen entre sí adoptan muy diferentes distribuciones geométricas en el espacio.

Generalmente los ángulos y las longitudes de los enlaces se determinan experimentalmente, pero existe una teoría que nos permite predecir la geometría electrónica y molecular, que es congruente con los hechos experimentales, conociendo el número de electrones externos o de valencia que rodean al átomo central. La teoría que postula como se orientan en el espacio los pares de electrones compartidos y no compartidos que rodean al átomo central, en términos de las repulsiones entre dichos pares, se denomina Teoría de la Repulsión de los Pares Electrónicos de Valencia (TRePEV).

Determinar la polaridad de una molécula diatómica, como el Cl2 o HCl es bastante sencillo, debido a que la única posibilidad de orientación espacial, en la que la repulsión entre los pares electrónicos sea máxima, es la de una estructura lineal, en la que los centros de los átomos definen una recta. Y, como sólo hay un enlace entre dos átomos, es suficiente con conocer la diferencia de electronegatividad en ese enlace. Si la diferencia de electronegatividad es cero el enlace y la molécula serán no polares,y si la diferencia de electronegatividad es distinta de cero serán polares.

 

 
   
 
En cambio, en moléculas formadas por más de dos átomos ,la situación no es tan sencilla, porque debemos conocer el ángulo que forman los átomos unidos, y, la polaridad de la mismas depende de la polaridad del enlace y de la geometría molecular.
 
Distribución Espacial
 
Geometría Molecular
 
Con el modelo de TRePEV es posible predecir la geometría de las moléculas, conociendo la estructura de Lewis de las mismas, en una forma sistemática.
Para ello es conveniente clasificar a las moléculas en dos categorías, en base a la presencia o ausencia de pares de electrones no compartidos, que llamaremos libres.
Es adecuado analizar los postulados de éste modelo, antes de analizar las dos categorías en que clasificamos a las moléculas.
 
  El factor más importante que determina la geometría de una molécula es el número de pares de electrones de valencia (externos) de los átomos centrales involucrados en las uniones. Para poder determinarlos es suficiente con conocer la notación de Lewis del átomo central.
 
 
 
 
  Debido a la interacción electrostática entre los pares de electrones, éstos se repelen entre sí y se orientan en el espacio de manera tal que la distancia entre ellos sea máxima para que la repulsión sea mínima.
 
 
 
 
  Un par de electrones libres, es decir aquel que no está involucrado en enlaces, repele más fuertemente que un par de electrones enlazante (par compartido por dos átomos), y por éste motivo la densidad electrónica ocupa más espacio.
 
 
 
 
  Los enlaces múltiples se pueden tratar como si fueran enlaces simples entre átomos adyacentes, a pesar de que en los enlaces múltiples las densidades electrónicas son mayores en la realidad. Ésta aproximación es válida debido a que sólo es realizada con intenciones cualitativas.
 
 
 
 
     
 
Geometría Electrónica
 
Para facilitar la interpretación de estos contenidos, recordando los destinatarios de este curso, sólo consideraremos moléculas formadas por átomos de dos elementos, A y B, en las cuales, A representa el átomo central, generalizándolas con la forma ABx, donde x es un número entero. En el caso de x = 1 tendríamos la molécula diatómica AB, que como vimos tiene una disposición lineal. Si bien, en la mayoría de los casos x está entre 2 y 6, escapa al nivel de este curso, y sólo tomaremos los modelos en los que x varia entre 1 y 4. Basándonos en esto, analizaremos tres posibles distribuciones de pares electrónicos alrededor del átomo central. Teniendo en cuenta las interacciones electrostáticas entre los pares de electrones de valencia ( o externos), éstos se alejan los más posible entre sí, para que la repulsión entre ellos sea máxima.
 
Distribución de pares electrónicos alrededor de un átomo central A en una molécula
 
Esta distribución de pares electrónicos corresponde al átomo central cuando está rodeado de dos pares de electrones.
Esta distribución de pares electrónicos corresponde al átomo central cuando está rodeado de tres pares de electrones. .
Esta distribución de pares electrónicos corresponde al átomo central cuando está rodeado de cuatro pares de electrones.
       
Geometría Molecular
       
Moléculas en las que el átomo central no tiene pares libres
       
En este tipo de moléculas, en las que el átomo central tiene los electrones de valencia compartidos, es decir enlazados a otros átomos, la geometría electrónica coincide con la geometría molecular. Por razones de simplicidad, no representaremos los electrones externos de los átomos que rodean al átomo central y analizaremos los siguientes casos generales con algunos ejemplos: AB2, AB3 y AB4
   
:AB2 Dióxido de carbono (CO2)
Geometría electrónica y molecular: lineal
Debido a que los pares electrónicos se repelen entre sí, se ubican lo más lejos posible, orientándose en una línea recta, formando un ángulo de enlace de 180°
       
AB3 : Trifluoruro de Boro (BF3)
Geometría electrónica y molecular: plana triangular
       
En esta sustancia se presentan tres enlaces covalentes. Los tres enlaces B-F, apuntan hacia los vértices de un triangulo equilátero con el B en el centro del mismo, en la distribución que resulta más estable. Cada uno de los tres ángulos FBF es de 120º.
       
AB4 : Metano (CH4)

Geometría electrónica y molecular: tetraédrica

       
Debido a que en el metano hay cuatro pares enlazantes, la repulsión máxima se presenta cuando se orientan hacia los vértices de un tetraedro. El átomo central, se ubica en el centro del tetraedro y se forman cuatro ángulos de enlace (C-H) de 109,5º.
       
Moléculas en las que el átomo central tiene uno o más pares libres
       
La determinación de la geometría de una molécula es más complicada, si el átomo central tiene además de pares compartidos (pares enlazantes) pares libres, es decir pares de electrones sin compartir, que como distinguimos en los postulados de TRePEV "ocupan" más espacio. Para moléculas en las cuales el átomo central tiene uno o más pares libre, se debe distinguir la geometría electrónica (la distribución total de los pares de electrones) y la geometría de la molécula. Debemos realizar esta distinción debido a que la distribución global de todos los pares de electrones se refiere al ordenamiento de todos los pares de electrones, enlazantes o libres, que rodean al átomo central, y la geometría de una molécula se describe únicamente por ordenamiento de los átomos que la conforman, es decir que sólo se toman en cuenta los pares enlazantes. En las moléculas en las que el átomo central posee pares de electrones libres, la geometría molecular deriva de su geometría electrónica aunque resultan distintas.
       
AB2 con un par de electrones libres: ozono (O3)
       
 
Geometría electrónica: Triangular
 
Geometría molecular: Angular
       
  Como analizamos en los postulados, los enlaces múltiples se pueden considerar como simples a los efectos de predecir la geometría de la molécula. En esta molécula, que es un caso bastante especial, se puede visualizar al átomo central, el oxígeno, rodeado por tres pares de electrones, con lo que resulta tener una geometría electrónica triangular. De los tres pares, dos son enlazantes, es decir están compartidos por dos átomos, y un par se presenta libre o no compartido. Del análisis de los postulados de TRePEV, el par no comprometido en un enlace (par libre), ocupa más espacio que los pares compartidos, por lo que se produce una disminución del ángulo de enlace, respecto de la geometría electrónica. Por lo tanto los dos enlaces O-O se cierran ligeramente, y el ángulo OOO resulta ser menor a 120º. Experimentalmente se ha encontrado que su valor más exacto es de 119,5º. Por estas razones las moléculas de este tipo poseen una forma angular
   
AB2 con dos pares de electrones libres: agua (H2O).
       
       
En el caso de éste tipo de moléculas, la distribución de los cuatro pares electrónicos es tetraédrica, como se observa en la primer figura. Sobre el átomo central, el oxígeno, quedan dos pares de electrones sin compartir, que tienden a separarse tanto como sea posible, por lo que podemos predecir una disminución del ángulo tetraédrico, siendo en el caso del agua, el ángulo HOH de 104,5º.
       
AB3 con un par de electrones libres: Amoníaco (NH3).
       
Esta molécula presenta tres pares enlazantes y un par no compartido. El átomo central, el N en este caso, está rodeado de cuatro pares de electrones, con lo que la distribución espacial es tetraédrica. Debido a que los el par libre repele a los pares enlazantes más fuertemente, los tres pares compartidos NH se aproximan, con lo que el ángulo de enlace HNH es apenas menor que el ángulo tetraédrico ideal de 109,5º. La forma de estas moléculas es piramidal
Geometría electrónica: Tetraédrica
Geometría molecular: Piramidal
       
       

Polaridad de las moléculas

Hemos analizado que un enlace polar se forma cuando se unen átomos de distintas electronegatividades, y que se produce una nube electrónica asimétrica, donde el par electrónico compartido está más próximo al átomo de mayor electronegatividad. Para determinar la polaridad de una molécula es necesario conocer su geometría molecular, ya que la existencia de enlaces polares en una molécula, no establece necesariamente la polaridad de la misma. Es decir, que ésta depende tanto de que tenga enlaces polares como de su geometría. Para poder obtener una medida cuantitativa del enlace polar, se puede utilizar el momento dipolo µ, que es el producto de la carga Q y la distancia r entre las cargas

   
µ = Q x r
 
En una molécula diatómica la carga Q es igual en magnitud a + y -
 

Para mantener la neutralidad eléctrica las cargas en ambos extremos de las moléculas de una molécula diatómica eléctricamente neutra deben ser iguales en magnitud y de signo contrario. Sin embargo, la cantidad Q en la ecuación se refiere únicamente a la magnitud de la carga y no al signo, por lo que µ siempre es positiva. Una molécula que posee momento dipolo es una molécula polar, una molécula que no posee momento dipolo es una molécula no polar.Las moléculas diatómicas formadas por átomos del mismo elementos, es decir las moléculas de sustancias simples, como H2, Cl2, F2, etc, carecen de momento dipolo porque no hay separación de carga en estas moléculas, por lo que µ = 0. Esto implica que dichas moléculas son todas no polares. Por otro lado, en las moléculas diatómicas formadas por átomos de distintos elementos, como HCl, HF, etc, sucede lo contrario, en general son todas polares, ya que generalmente poseen momento dipolo, es decir que µ.± 0. El momento dipolo de una molécula formada por tres o más átomos depende tanto de la polaridad del enlace como de la geometría molecular. Por ejemplo, la presencia de un enlace polar no necesariamente implica que la molécula tenga momento dipolar.

Por ejemplo, el caso del CO2 es el de una molécula que tiene enlaces polares, entre C y O, pero que como la geometría de su molécula resulta ser lineal:
Las flechas representan el desplazamiento de la densidad electrónica , desde el átomo menos electronegativo, en este caso el carbono, hacia el átomo más electronegativo, el oxígeno. En esta molécula encontramos dos momentos dipolares, de igual magnitud pero de sentido contrario, con lo que la polaridad total se compensa, ya que la suma de los dos momentos es cero. Es decir que: Cuando µ t = 0 la molécula es no polar, a pesar de tener enlaces polares. En general, las moléculas que tienen geometría lineal del tipo AB2 sin pares de electrones libres son no polares, si los momentos de cada enlace entre átomos se anulan.
En el caso de moléculas con geometría angular, del tipo AB2 con un par de electrones libres, como el SO2 o con dos pares de electrones libres, como el H2O, tienen dos momentos dipolares, que se refuerzan parcialmente entre sí , de tal manera que la molécula tiene un momento dipolar, debido a que la suma de los dos momentos resulta ser distinta de cero. Cuando µ t ± 0 la molécula es polar
       
En moléculas del tipo AB3 sin pares de electrones libres, el BF3 , tiene tres momentos dipolares presentes de la misma magnitud. La simetría de la forma triangular , significa que los momentos de enlace se cancelan entre sí , es decir que la sumatoria de los momentos es cero (µ t = 0 ) y la molécula resulta ser no polar.
En moléculas del tipo AB3 con un par de electrones libres como el NH3 ,el par libre sobre el átomo de nitrógeno, tiene un momento de enlace que apunta hacia fuera del átomo de nitrógeno, lo que implica que el momento resultante es distinto de cero, como se muestra en la figura, es decir que la molécula de NH3 es polar.
 
 

Lic. Gabriela Mohina

Licencia de Creative Commons
Esta obra está bajo una licencia de Creative Commons.