Enlace covalente

Enlace covalente no polar hidrógeno y carbono: metano.

En química, las reacciones entre dos átomos no metales producen enlaces covalentes. Este tipo de enlace se produce cuando existe electronegatividad polar y se forma cuando la diferencia de electronegatividad no es suficientemente grande como para que se efectúe transferencia de electrones. De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular.

A diferencia de lo que pasa en un enlace iónico, en donde se produce la transferencia de electrones de un átomo a otro, en el enlace químico covalente, los electrones de enlace son compartidos por ambos átomos. En el enlace covalente, los dos átomos no metálicos comparten un electrón, es decir se unen por uno de sus electrones del último orbital, el cual depende del número atómico del átomo en cuestión.

Tipos de enlace covalente

Existen dos tipos de sustancias covalentes:

Sustancias covalentes moleculares: los enlaces covalentes forman moléculas. Tienen las siguientes propiedades:

• Temperaturas de fusión y ebullición bajas.
• En condiciones ordinales (25 ºC aprox.) pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos
• Son blandos en estado sólido.
• Aislantes de corriente eléctrica y calor.
• Solubilidad. Las moléculas polares son solubles en disolventes polares y las apolares son solubles en disolventes apolares (semejante disuelve a semejante).

Redes: además las sustancias covalentes forman redes, semejantes a los compuestos iónicos. Tienen estas propiedades:

• Elevadas temperaturas de fusión y ebullición.
• Sólidos en condiciones ordinales.
• Son sustancias muy duras (excepto el grafito).
• Aislantes (excepto el grafito).
• Insolubles.
• Neocloridas

Polaridad del enlace covalente

Consideremos átomos del hidrógeno, a medida que se aproximan entre sí, se van haciendo notar las fuerzas que atraen a cada electrón al núcleo del otro átomo, hasta que dichas fuerzas de atracción se llegan a compensar con la repulsión que los electrones sienten entre sí. En ese punto, la molécula presenta la configuración más estable.

Lo que ha sucedido es que los orbitales de ambos electrones se han solapado, de modo que ahora es imposible distinguir a qué átomo pertenece cada uno de los electrones.

Sin embargo, cuando los átomos son distintos, los electrones compartidos no serán atraídos por igual, de modo que estos tenderán a aproximarse hacia el átomo más electronegativo, es decir, aquel que tenga una mayor apetencia de electrones. Este fenómeno se denomina polaridad (los átomos con mayor electronegatividad obtienen una polaridad más negativa, atrayendo los electrones compartidos hacia su núcleo), y resulta en un desplazamiento de las cargas dentro de la molécula.

Se podría decir que al átomo más electronegativo no le gusta mucho compartir sus electrones con los demás átomos, y en el caso más extremo, deseará que el electrón le sea cedido sin condiciones formándose entonces un enlace iónico, de ahí que se diga que los enlaces covalentes polares tienen, en alguna medida, carácter iónico.

Cuando la diferencia de electronegatividades es nula (dos átomos iguales), el enlace formado será covalente puro ; para una diferencia de electronegatividades de 1,7 el carácter iónico alcanza ya el 35%, y para una diferencia de 3, será del 49.5%.

Así pues, para diferencias de electronegativades mayores de 3 el enlace será predominantemente de carácter iónico, como sucede entre el oxígeno o flúor con los elementos de los grupos 1 y 2; sin embargo, cuando está entre 0 y 1,7 será el carácter covalente el que predomine, como es el caso del enlace C-H. No obstante, según el químico Raymond Chang, esta diferencia de electronegatividad entre los átomos debe ser 2,0 o mayor para que el enlace sea considerado iónico (Chang, 371).(bibliografía abajo)

Dependiendo de la diferencia de electronegatividad, el enlace covalente puede ser clasificado en covalente polar y covalente puro o apolar. Si la diferencia de electronegatividad está entre 0,4 y 1,7 es un enlace covalente polar, y si es inferior a 0,4 es covalente apolar.

Enlace covalente apolar (Dativo)

Cuando un mismo átomo aporta el par electrónico el enlace covalente formado es coordinado o dativo. Aunque las propiedades de enlace covalente coordinado son parecidas a las de un enlace covalente normal (dado que todos los electrones son iguales, sin importar su origen), la distinción es útil para hacer un seguimiento de los electrones de valencia y asignar cargas formales. Una base dispone de un par electrónico para compartir y un ácido acepta compartir el par electrónico para formar un enlace covalente coordinado. Un átomo no completa la regla del octeto.

Características del enlace covalente

• Enlace sencillo: 2 electrones unidos fisicamente por los subniveles inferiores metricos
• Enlace doble: se comparten dos pares de electrones.
• Enlace triple: se comparten 3 pares de electrones.
• Formado el enlace covalente coordinado es idéntico a los demás enlaces covalentes.
• Se representa con una flecha " →

Tipo de enlaces y reactividad de una sustancia

En los enlaces sigma pueden ocurrir las siguientes reacciones (reacciones químicas):

• Sustitución, donde un átomo es sustituido por otro. Lo reemplaza.
• Eliminación, donde un átomo se elimina de la molécula. Generalmente en esta reacción se forma un enlace pi.

Sobre los enlaces pi ocurre la adición, donde se agregan por lo general dos átomos y se forman dos enlaces sigma. En el ejemplo se muestra la adición de un sólo átomo:

• Los enlaces sigma no polares de un átomo saturado son muy poco reactivos y para fines prácticos podemos considerarlos inertes.
• Los enlaces sigma no polares que entran a un átomo insaturado son algo más reactivos, por el efecto del enlace pi.
• Los enlaces sigma polares son reactivos.
• Los enlaces pi son reactivos.

Otro tipo de reacción es la transposición, donde se redistribuyen los átomos existentes para formar un isómero de la substancia original. Esta puede ocurrir en cualquier molécula sin importar el tipo de enlace y el número de enlaces que cambian de lugar, siempre es par.

Véase también

• Orbital molecular
• Teoría de los enlaces moleculares

Chang, Raymond. “Electronegatividad”, Química. Título original: “Chemistry”. Novena Edición. China:McGraw-Hill Interamericana, 2007.