Diferencia entre revisiones de «Enlace covalente»
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|concepto=<div align="justify"> Se produce por la compartición de electrones, entre los átomos que se enlazan, y como consecuencia de esto, disminuye la energía del sistema atómico.
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|concepto= Se produce por la compartición de electrones, entre los átomos que se enlazan, y como consecuencia de esto, disminuye la energía del sistema atómico.
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}}'''Enlace covalente'''. Es aquel que se produce cuando dos átomos se unen, para alcanzar el octeto estable, compartiendo electrones del último nivel (excepto el [[hidrógeno]] que alcanza la estabilidad cuando tiene 2 electrones).
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'''Enlace covalente''',se forma por compartición de uno o más pares de electrones entre los átomos de diferente o igual electronegatividad que forman la molécula. <br>
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==Estructura de las sustancias==
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== Historia ==
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El enlace covalente es característico de la unión de los [[elemento]]s [[químico]]s no metálicos entre si, que no difieren grandemente en sus [[energía]]s de [[ionización]] y [[electrafinidad]]es.
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=== sustancias moleculares===
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El término "covalencia" en relación a la unión fue utilizada por primera vez en [[1919]] por Irving Langmuir en artículo del Journal of the American Chemical Society titulado «The Arrangement of Electrons in Atoms and Molecules» (La distribución de electrones en átomos y moléculas). En este, Langmuir escribió:
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[[Imagen: Sustancia_covalente.jpg|thumb|left|180x68px|Estructura de la molécula de di[[flúor]] y la de [[cloruro de hidrógeno]]Las sustancias que poseen enlace covalente, están constituidas de moléculas; es decir, agrupaciones de un número concreto de átomos que se encuentran unidos dos a dos mediante enlace covalente. Se representa mediante [[fórmula molecular]].Son las únicas sustancias que podemos considerar que tienen moléculas como tales entes que se pueden aislar. </div>
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{{Sistema:Cita|"«designaremos con el término covalencia al número de pares de electrones que un determinado átomo comparte con sus vecinos»."}}
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====Propiedades====.
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* Son las habituales de los enlaces covalentes: <br>
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La idea de la unión covalente se puede remontar varios años antes hasta Gilbert N. Lewis, quien en [[1916]] describió el intercambio de pares de electrones entre los átomos. Introdujo la notación de Lewis o notación de puntos de electrones o estructura de puntos de Lewis, en el que la valencia de los electrones (los de la capa exterior) se representa en forma de puntos en torno a los símbolos atómicos. Los pares de electrones localizados entre átomos representan enlaces covalentes. Múltiples parejas representan enlaces múltiples, tales como enlaces dobles y enlaces triples. Una forma alternativa de representación, que no se muestra aquí, tiene los pares de electrones de formación de enlaces representados como líneas sólidas.
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* Temperaturas de fusión bajas. A temperatura ambiente se encuentran en estado gaseoso, líquido (volátil) o sólido de bajo punto de fusión. <br>
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*La temperaturas de ebullición son igualmente bajas. <br>
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Lewis propuso que un átomo forma suficientes enlaces covalentes para formar una capa electrónica exterior completa (o cerrada). En el diagrama del metano que se muestra aquí, el átomo de carbono tiene una valencia de cuatro y está, por lo tanto, rodeado por ocho electrones (la regla del octeto), cuatro del carbono mismo y cuatro de los hidrógenos unidos a él. Cada [[hidrógeno]] tiene una valencia de uno y está rodeado por dos electrones (una regla del dueto), su propio electrón más uno del carbono. El número de electrones corresponden a capas completas en la teoría cuántica del [[átomo]]; la capa exterior de un átomo de carbono es la capa n = 2, con capacidad para ocho electrones, mientras que la capa exterior (y única) de un átomo de hidrógeno es la capa n = 1, con capacidad para solo dos.
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* No conducen la electricidad en ningún estado físico dado que los electrones del enlace están fuertemente localizados y atraídos por los dos núcleos de los átomos que los comparten. <br>
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* Son muy malos conductores del calor. <br>
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Si bien la idea de los pares de electrones compartidos proporciona una imagen cualitativa efectiva de la unión covalente, es necesaria la mecánica cuántica para entender la naturaleza de estas uniones y predecir las estructuras y propiedades de las moléculas simples. Walter Heitler y Fritz London dieron la primera explicación con éxito de un enlace químico aplicando la mecánica cuántica, en concreto del hidrógeno molecular, en [[1927]]. Su trabajo se basó en el modelo de enlace de valencia, que asume que un enlace químico se forma cuando hay una buena coincidencia entre los orbitales atómicos de los átomos participantes.
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* La mayoría son poco solubles en agua. Cuando se disuelven en agua no se forman iones dado que el enlace covalente no los forma, por tanto, si se disuelven tampoco conducen la electricidad.
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=== Sólidos covalentes o redes covalentes===
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Se sabe que estos orbitales atómicos tienen relaciones angulares específicas entre ellos, y por lo tanto el modelo de enlace de valencia puede predecir con éxito los ángulos de enlace observados en moléculas simples. Sin embargo la teoría del enlace covalente o también conocido como la idea de la compartición de electrones, el cual está basado en el átomo cúbico, se enfrentó a varias dificultades conceptuales, ya que esta teoría tuvo como competencia al modelo del enlace iónico. A pesar de esta rivalidad de estas dos Teorías, la teoría del enlace covalente fue aceptada hasta [[1920]]. M.Niaz y M.A.Rodríguez mencionan en su texto Historia y filosofía de las ciencias: necesidad de su incorporación en los textos universitarios de ciencias que Lewis reconoce que la estructura cúbica no puede representar el triple enlace y sugiere reemplazarlo por el átomo tetraédrico. Lewis asumió por muchos años que, si los electrones están pareados en el átomo magnéticamente, es fácil entender cómo dos electrones no pareados en átomos diferentes pueden acoplarse magnéticamente y formar el enlace no polar.
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[[Imagen: Sustanc_covalente_atomica.jpg|thumb|right|200px|Estructura del sólido covalente [[Silicio]]
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== Tipos de enlaces covalentes ==
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Entre los distintos tipos de enlaces covalentes se encuentran:
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*''' Enlace simple '''. Es un par electrónico compartido formado por un electrón perteneciente al último nivel de energía de cada átomo y se representa con una línea. Ejemplos: H-H, Cl-Cl
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*''' Enlace doble '''. Formado por dos pares electrónicos compartidos, es decir por dos electrones pertenecientes al último nivel de energía de cada átomo y se representa con dos líneas paralelas. Ejemplo: O=O
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*''' Enlace triple '''. Formado por tres pares electrónicos compartidos, es decir por tres electrones pertenecientes al último nivel de energía de cada átomo y se representa con tres líneas paralelas. Ejemplo: N≡N
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*''' Enlace covalente dativo o de coordinación '''. Es un par electrónico compartido por dos átomos pero ambos electrones son aportados por el mismo átomo. Se suele representar con una flecha (→).
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Un ejemplo de una especie química que posee un enlace coordinado, el cual es el ion amonio (NH41+). El Ion amonio está constituido por un protón y [[amoníaco]]. Los compuestos en los que se encuentra un enlace coordinado se conocen con el nombre de compuestos de coordinación. Los compuestos de coordinación o también denominados complejos, los cuales en su mayoría de los casos están unidos a varios aniones circundantes conocidos como ligandos.
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== Enlace covalente polar ==
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Consiste en la formación de un enlace entre átomos de diferentes elementos, y la diferencia de la electronegatividad debe ser mayor de 0,5. En este enlace, los electrones son atraídos fundamentalmente por el núcleo del átomo más electronegativo, generando moléculas cuya nube electrónica presentará una zona con mayor densidad de carga negativa y otra con mayor densidad de carga positiva (dipolo).
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== Enlace covalente apolar ==
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Se forma entre átomos iguales y la diferencia de electronegatividad debe ser cero o muy disminuida (menor que 0,4). En este enlace, los electrones son atraídos por ambos núcleos con la misma intensidad, generando moléculas cuya nube electrónica es uniforme.
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== Tipos de sustancias covalentes ==
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Existen dos tipos de sustancias covalentes:
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''' Sustancias covalentes moleculares '''. Los enlaces covalentes forman moléculas que tienen las siguientes propiedades:
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*Temperaturas de fusión y ebullición bajas.
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*En condiciones normales de presión y temperatura (25 °C aprox.) pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos.
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*Son blandos en estado sólido.
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*Son aislantes de la corriente eléctrica y el calor.
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*Solubilidad: las moléculas polares son solubles en disolventes polares y las apolares son solubles en disolventes apolares (lo semejante disuelve a lo semejante).
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*Ejemplos: [[dióxido de carbono]], [[benceno]], [[oxígeno]], [[nitrógeno]].
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''' Redes o sustancias covalentes reticulares '''. Además, las sustancias covalentes forman redes cristalinas de un número indefinido de átomos, semejantes a los compuestos iónicos, que tienen estas propiedades:
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*Elevadas temperaturas de fusión y ebullición.
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*Son sólidos en condiciones normales.
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*Son sustancias muy duras.
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*Son aislantes (excepto el grafito).
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*Son insolubles.
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*Ejemplos: [[cuarzo]], [[diamante]].
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== Bibliografías ==
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*Química. Ediciones Umbral. ISBN 9789685607209.
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*Picazo, Susana María López (2009). Química. Pruebas de acceso a la universidad para mayores de 25 años. Cultivalibros. ISBN 9788499231099.
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*Química II Segundo Semestre Tacaná. IGER. ISBN 9789929804623.
 +
*La Química en Tus Manos. UNAM. 2004. ISBN 9789703212231.
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*Lewis, Gilbert N. (1 de abril de 1916). «The atom and the molecule». Journal of the American Chemical Society 38 (4): 762-785.
 +
*W. Heitler and F. London, Zeitschrift für Physik, vol. 44, p. 455 (1927). English translation in Hettema, H. (2000). Quantum chemistry: classic scientific papers. World Scientific. pp. 140-. ISBN 978-981-02-2771-5.
 +
*Antón, Juan Luis; Andrés, Dulce María (2015-06). Física y Química 3º ESO (LOMCE). Editex. ISBN 9788490785270.
 +
*Franchini, William S. Seese, G. William Daub; traducción, Ma. Cristina Arroyo Espinosa; revisión técnica, Ma. Cristina Sanginés (1989). Química (1a ed. en español. edición). México: Prentice-Hall Hispanoamericana. ISBN 968-880-167-4.
 +
*Gasque Silvia, Dr. Laura. Introducción al enlace químico. pp. 2-27.
 +
*Escudero P., Lauzurica M., Pascual R., Pastor J.M. (1999). «10». Físico- Química. Estomba 44, Buenos Aires, Argentina: Santillana. pp. 133, 138. ISBN 950-46-0181-2.
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== Fuentes ==
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*[https://concepto.de/enlace-covalente/ Diccionario de conceptos online con miles de definiciones]
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*[https://www.significados.com/enlace-covalente/ Significados, Conceptos y Definiciones]
 +
*[https://journalusco.edu.co/index.php/entornos/article/download/1790/3276?inline=1/ Revistas Científicas – Universidad Surcolombiana]
 +
*[https://www.upo.es/depa/webdex/quimfis/docencia/quimbiotec/FQ_Tema6.pdf/ Universidad Pablo de Olavide de Sevilla – España]
 +
*[https://www.uaeh.edu.mx/docencia/P_Presentaciones/prepa1/2020/enlace-quimico.pdf/ Universidad Autónoma del Estado de Hidalgo – México]  
 +
*[https://www.todamateria.com/enlace-covalente/ TodaMateria – Contenidos escolares de investigación para tareas]
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−
En los sólidos covalentes no se forman moléculas. Los enlaces covalentes permiten asociaciones de grandes e indeterminadadas cantidades de átomos iguales o diferentes cuando esto ocurre no se puede hablar de moléculas, sino de redes cristales covalentes. La fórmula de las redes covalentes es al igual que la de las sustancias iónicas, una [[fórmula empírica]].
+
[[Category:Química]]  
−
====Propiedades====
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[[Category:Estructura de las moléculas orgánicas]]  
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Algunas son similares a las de las sustancias moleculares<br>
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[[Category: Estructura de los compuestos inorgánicos]]
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* No conducen el calor ni la electricidad<br>
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[[Categoría:Artículos certificados]]
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* Son insolubles en agua. <br>
 
−
A diferencia de las sustancias moleculares: <br>
 
−
* Presentan temperaturas de fusión y ebullición muy elevadas. <br>
 
−
* Son sólidos a temperatura ambiente. <br/>
 
−
* Son muy duros (resistencia a ser rayado). <br>
 
−
== Tipos de enlace covalente==
 
−
==Tipos de enlace==
 
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Dependiendo de la diferencia de [[electronegatividad]], el enlace covalente puede ser clasificado en covalente puro o apolar y covalente polar. Si la diferencia de [[electronegatividad]] es inferior a 0,4 es covalente apolar , y si está entre 0,4 y 1,7 es un enlace covalente polar.
 
−
=== Covalente apolar===
 
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[[Imagen: Enlace_covalente_apolar.jpg|thumb| left |180px|Enlace covalente apolar]]Conocido además por enlace covalente puro , o covalente no polar. Se produce por el compartimiento de [[electrones]] entre dos o más [[átomo]]s de igual [[electronegatividad]], por lo que su resultado es 0, y por tanto la distribución de carga electrónica entre los núcleos es totalmente simétrica. Siempre que dos átomos del mismo [[elemento]] se enlazan, se forma un enlace covalente apolar. Ejemplo: <br>
 
−
En la [[molécula]] de di[[hidrogeno]] (H<sub>2</sub>) ambos átomos tienen una igual atracción (o afinidad) hacia los electrones, los electrones que se enlazan son igualmente compartidos por los dos átomos, y se forma un enlace covalente no polar.
 
−
=== Covalente polar===
 
−
[[Imagen: Enlace_covalente_polar.jpg|thumb| left |180px|Enlace covalente polar]]Es una transición entre el [[enlace iónico]] puro y el enlace covalente apolar. Se produce por el compartimiento de [[electrones]] entre dos o más [[átomo]]s de diferente [[electronegatividad]], estableciéndose una separación de cargas (que simbolizaremos como d<sub>+</sub>y d<sub>-</sub>) o lo que es igual, la distribución de carga electrónica entre los núcleos será asimétrica,  pero esta diferencia no llega al punto en que el enlace se torna [[ iónico]] puro. Son posibles diferentes grados de polaridad del enlace. <br>
 
−
Esto ocurre, porque en las sustancias que presentan enlace covalente un átomo tiene una mayor afinidad hacia los electrones que el otro (sin embargo, no tanta como para empujar completamente los electrones y formar un ión). En un enlace covalente polar, los electrones que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones de este tipo de enlace.<br/>
 
−
La característica más importante del enlace covalente polar, es el grado de simetría en la posición del par electrónico. Esto está primeramente determinado por la diferencia de [[electronegatividad]] de los [[átomo]]s. Cuanto mayor es esta diferencia, más asimétrica es la posición del par de electrones del enlace y más polar el enlace formado.<br>
 
−
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 de la tabla periódica de 18 columnas; 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.
 
−
===Covalente coordinado o dativo===
 
−
Se produce cuando un [[átomo]] comparte los dos electrones para uno solo y se suele representar con una flecha (→) <br>
 
−
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. Por ejemplo: <br>
 
−
La formación de ión amonio (NH4<sup>+1</sup>). El átomo de nitrógeno tiene un par de electrones no compartidos con otro elemento; sin embargo, este par genera un polo negativo que atrae iones positivos como H<sup>+1</sup>, el cual forma un enlace con ambos electrones que son del nitrógeno.
 
−
== Enlaces múltiples==
 
−
Es el compartimiento de más de un par de electrones entre dos átomos durante la formación de los enlaces covalentes, para satisfacer la [[regla del octeto]] y los requerimientos de covalencia. <br/>
 
−
El número de enlaces covalentes formados por un [[átomo]] se llama su  '''covalencia'''. Es decir, la '''covalencia''' es igual al número de electrones que el átomo necesita para ser isoelelectrónico con un [[gas noble]]. Los valores para algunos de los elementos más comunes son los siguientes: [[hidrógeno]] y los [[halógenos]], 1; [[oxígeno]] y [[azufre]], 2: [[nitrógeno]] y [[fósforo]], 3; [[carbono]] y [[silicio]],4. <br>
 
−
De esta forma se distingue entre ''' enlace simple o sencillo''' (los átomos comparten un solo par de electrones de la capa de valencia), ''' enlace doble''' (los átomos comparten dos pares  de electrones de la capa de valencia) o ''' enlace triple''' (los átomos comparten tres pares  de electrones de la capa de valencia). En [[química orgánica]] las moléculas que poseen enlace simple reciben el nombre de [[saturadas]] y las que contienen enlaces múltiples [[no saturadas]]. Ejemplo<br>
 
−
{| class="wikitable" border="1"
 
−
|-
 
−
! Sustancia
 
−
! Tipo de enlace
 
−
! e<sup>-</sup> de valencia compartidos
 
−
! Produciendo
 
−
! Diagrama de [[Lewis]]
 
−
! Diagrama de Couper
 
−
|-
 
−
| <center>H<sub>2</sub></center>
 
−
| <center>Sencillo</center>     
 
−
| <center>2</center>     
 
−
| <center>1 par de electrones</center>     
 
−
| <center> H:H</center>     
 
−
| <center> H-H </center>
 
−
|-
 
−
| <center>CO<sub>2</sub></center>
 
−
| <center> Doble</center>     
 
−
                   
 
−
   
 
−
  ..            ..
 
−
   
 
−
:O=C=O:
 
−
   
 
−
 
−
   
 
−
| <center>4</center>     
 
−
                   
 
−
   
 
−
      ..        ..
 
−
   
 
−
:O::C::O:
 
−
   
 
−
 
−
   
 
−
| <center>2 pares de electrones</center>     
 
−
| <center>                    </center>     
 
−
| <center>                    </center>
 
−
|-
 
−
| <center> N<sub>2</sub></center>     
 
−
| <center> Triple</center>
 
−
| <center>3 pares de electrones</center>     
 
−
 
−
| <center>6</center>     
 
−
| <center> N:::N</center>     
 
−
| <center> NΞN</center>
 
−
|}
 
−
<br>
 
−
==Modelo de enlace==
 
−
En la actualidad existen dos teorías para explicar el enlace covalente: la [[Teoría del Enlace de Valencia]] y la [[Teoría de Orbitales Moleculares]]. Es preciso hacer notar que ninguna de las dos teorías es "mejor" que la otra, y que cada una de ellas puede ser más adecuada en función del parámetro, del cálculo o de la propiedad que se esté estudiando. Así, por ejemplo, si se trata de determinar la geometría molecular o la energía de disociación, propiedades del estado fundamental de la molécula, es más conveniente emplear la Teoría del Enlace de Valencia. En cambio, si se trata de explicar solo el aspecto energético del enlace covalente, es preferible emplear la Teoría de Orbitales Moleculares. En realidad ambas teorías son incluso complementarias, hasta tal punto que no utilizar ambas supondría limitar las herramientas disponibles para el estudio del enlace.
 
−
===Teoría del Enlace de Valencia (T.E.V.)===
 
−
La Teoría del Enlace de Valencia fue la primera teoría, basada en la[[ mecánica cuántica]], que se desarrolló para explicar el [[enlace]] en las moléculas covalentes. Se puede considerar que expresa el concepto de [[Lewis]] del enlace en términos de las funciones de ondas. En [[1927]],[[ Heitler]] y [[London]] propusieron un tratamiento mecano-cuántico para la [[molécula]] de [[hidrógeno]], que fue posteriormente desarrollado por investigadores como [[Pauling]] y [[Slater]], entre otros, esta teoría tiene en cuenta: <br/>
 
−
1.- El pareamiento de espines electrónicos de ambos [[átomo]]s.<br/>
 
−
2.- La máxima interpretación posible de los [[orbitale]]s [[atómico]]s.<br/>
 
−
3.- La producción de una [[nube electrónica]] común entre ambos [[átomo]]s<br/>
 
−
====Tipo de enlaces y reactividad de una sustancia====
 
−
Según la T.E.V. (Teoría del Enlace de valencia)  la compartición de electrones en un enlace covalente se produce por el solapamiento de dos [[orbitales]] de dos [[átomo]]s que están semiocupados (en cuyo caso el [[spin] del electrón de cada orbital ha de ser antiparalelo) o de un [[orbital]] lleno y otro vacío. El enlace formado en este último caso recibe el nombre de enlace covalente coordinado o dativo. En cualquier caso, el solapamiento puede ser: fontal o lateral <br/>
 
−
=====Solapamiento Frontal=====
 
−
[[Imagen: Enlace_covalente_sigma.jpg|thumb| right |179px|Enlace covalente SIGMA.]]Si los dos [[orbitales atómicos]] se superponen enfrentados por sus extremos. El enlace que se forma en este caso se denomina [[sigma]]  y la [[densidad]] electrónica es máxima entre los [[núcleo]]s. <br>En los [[enlaces covalente]] [[sigma]] pueden ocurrir las siguientes [[reacciones químicas]]: <br> 
 
−
* Sustitución, donde un [[átomo]] es sustituido por otro. Lo reemplaza. <br> 
 
−
* Eliminación, donde un átomo se elimina de la molécula. Generalmente en esta reacción se forma un [[enlace pi]]. <br> 
 
−
=====Solapamiento Lateral=====
 
−
si los dos orbitales atómicos se superponen paralelamente, de forma que la densidad electrónica sea máxima por encima y por debajo de la línea internuclear. Este enlace se denomina [[pi]](p), y es más débil (su [[energía de enlace]] es menor) que el s. <br> 
 
−
[[Imagen: Enlace_covalente_pi.jpg|thumb| right |179px|Enlace covalente 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 solo[[ átomo]]: <br> 
 
−
Los      [[enlaces sigma]] no polares de un átomo saturado son muy poco reactivos y      para fines prácticos podemos considerarlos inertes. <br> 
 
−
Los      enlaces sigma no polares que entran a un átomo insaturado son algo más      reactivos, por el efecto del enlace pi. <br> 
 
−
Los      enlaces sigma polares son reactivos. <br> 
 
−
Los      enlaces pi son reactivos. <br> 
 
−
=== Teoría de Orbitales Moleculares ===
 
−
Esta teoría se conoce como [[Teoría de Orbitales Moleculares]] de [[Hund]] y [[Mulliken]], considera a la [[molécula]] como un todo y “coloca” a los electrones en [[orbitales moleculares]], de manera similar a como se van situando los electrones en un [[átomo]]. .<br>
 
−
Según esta teoría la combinación de dos [[orbital]es atómicos da lugar al surgimiento de dos [[orbitale]]s moleculares, de diferente [[energía]].<br>
 
−
''' [[Orbital molecular]] enlazante'''. Es el orbital molecular de menor energía que se forma a partir de dos [[orbital]]es [[atómico]]s. <br>
 
−
''' Orbital molecular antienlazante'''.Es el orbital molecular de mayor energía que se forma a partir de dos [[orbital]]es [[atómico]]s.<br>Representándose estos orbitales mediante un diagrama energético en lo que muestran los niveles de energía de los orbitales moleculares, siguiendo reglas similares a las aplicadas en el llenado de los orbitales atómicos. <br>
 
−
== Referencias==
 
−
*Colectivo de autores: [[Química]]. Tomo I. Ed. Pueblo y Educación. [[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1969]]. <br>
 
−
* Lara Piñeiro. A.R. E. Calero Martín y J. Labadié Suárez: Materiales Complementarios de [[Química]] para Ingenieros; Ed. Pueblo y Educación. . [[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1987]]. <br> 
 
−
* León Ramírez, R.: Química General. Ed. Pueblo y Educación. . [[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1985]]. <br>
 
−
* Mahan, B.H: Química Universitaria. Ed. Pueblo y Educación. [[Ciudad de La Habana]], [[Cuba]]. [[1975]]. <br> 
 
−
== Fuentes==
 
−
* http://www.unalmed.edu.co/~cgpaucar/ENLACES.html<br>
 
−
* http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=55&l=s<br>
 
−
*  http://www.sabelotodo.org/materia/enlaces.html<br>
 
−
*  http://usuarios.multimania.es/ptro2/fourphotogalery.html<br>
 
−
<br>
 
−
== Enlace relacionado ==
 
−
* [http://www.ecured.cu/enlace químico]
 
−
<br>
 
−
[[Category:Química_inorgánica]] [[Category:Química]]
 

última versión al 14:08 5 ago 2021

Artículo certificado
 Este artículo ha sido certificado por el Dr.C Elio Lázaro Amador Lorenzo, perteneciente a la Universidad Agraria de La Habana (UNAH).


Enlace covalente
Información sobre la plantilla
Enlace covalente.jpg
Concepto:Se produce por la compartición de electrones, entre los átomos que se enlazan, y como consecuencia de esto, disminuye la energía del sistema atómico.

Enlace covalente. Es aquel que se produce cuando dos átomos se unen, para alcanzar el octeto estable, compartiendo electrones del último nivel (excepto el hidrógeno que alcanza la estabilidad cuando tiene 2 electrones).

Historia

El término "covalencia" en relación a la unión fue utilizada por primera vez en 1919 por Irving Langmuir en artículo del Journal of the American Chemical Society titulado «The Arrangement of Electrons in Atoms and Molecules» (La distribución de electrones en átomos y moléculas). En este, Langmuir escribió:

"«designaremos con el término covalencia al número de pares de electrones que un determinado átomo comparte con sus vecinos»."

La idea de la unión covalente se puede remontar varios años antes hasta Gilbert N. Lewis, quien en 1916 describió el intercambio de pares de electrones entre los átomos. Introdujo la notación de Lewis o notación de puntos de electrones o estructura de puntos de Lewis, en el que la valencia de los electrones (los de la capa exterior) se representa en forma de puntos en torno a los símbolos atómicos. Los pares de electrones localizados entre átomos representan enlaces covalentes. Múltiples parejas representan enlaces múltiples, tales como enlaces dobles y enlaces triples. Una forma alternativa de representación, que no se muestra aquí, tiene los pares de electrones de formación de enlaces representados como líneas sólidas.

Lewis propuso que un átomo forma suficientes enlaces covalentes para formar una capa electrónica exterior completa (o cerrada). En el diagrama del metano que se muestra aquí, el átomo de carbono tiene una valencia de cuatro y está, por lo tanto, rodeado por ocho electrones (la regla del octeto), cuatro del carbono mismo y cuatro de los hidrógenos unidos a él. Cada hidrógeno tiene una valencia de uno y está rodeado por dos electrones (una regla del dueto), su propio electrón más uno del carbono. El número de electrones corresponden a capas completas en la teoría cuántica del átomo; la capa exterior de un átomo de carbono es la capa n = 2, con capacidad para ocho electrones, mientras que la capa exterior (y única) de un átomo de hidrógeno es la capa n = 1, con capacidad para solo dos.

Si bien la idea de los pares de electrones compartidos proporciona una imagen cualitativa efectiva de la unión covalente, es necesaria la mecánica cuántica para entender la naturaleza de estas uniones y predecir las estructuras y propiedades de las moléculas simples. Walter Heitler y Fritz London dieron la primera explicación con éxito de un enlace químico aplicando la mecánica cuántica, en concreto del hidrógeno molecular, en 1927. Su trabajo se basó en el modelo de enlace de valencia, que asume que un enlace químico se forma cuando hay una buena coincidencia entre los orbitales atómicos de los átomos participantes.

Se sabe que estos orbitales atómicos tienen relaciones angulares específicas entre ellos, y por lo tanto el modelo de enlace de valencia puede predecir con éxito los ángulos de enlace observados en moléculas simples. Sin embargo la teoría del enlace covalente o también conocido como la idea de la compartición de electrones, el cual está basado en el átomo cúbico, se enfrentó a varias dificultades conceptuales, ya que esta teoría tuvo como competencia al modelo del enlace iónico. A pesar de esta rivalidad de estas dos Teorías, la teoría del enlace covalente fue aceptada hasta 1920. M.Niaz y M.A.Rodríguez mencionan en su texto Historia y filosofía de las ciencias: necesidad de su incorporación en los textos universitarios de ciencias que Lewis reconoce que la estructura cúbica no puede representar el triple enlace y sugiere reemplazarlo por el átomo tetraédrico. Lewis asumió por muchos años que, si los electrones están pareados en el átomo magnéticamente, es fácil entender cómo dos electrones no pareados en átomos diferentes pueden acoplarse magnéticamente y formar el enlace no polar.

Tipos de enlaces covalentes

Entre los distintos tipos de enlaces covalentes se encuentran:

  • Enlace simple . Es un par electrónico compartido formado por un electrón perteneciente al último nivel de energía de cada átomo y se representa con una línea. Ejemplos: H-H, Cl-Cl
  • Enlace doble . Formado por dos pares electrónicos compartidos, es decir por dos electrones pertenecientes al último nivel de energía de cada átomo y se representa con dos líneas paralelas. Ejemplo: O=O
  • Enlace triple . Formado por tres pares electrónicos compartidos, es decir por tres electrones pertenecientes al último nivel de energía de cada átomo y se representa con tres líneas paralelas. Ejemplo: N≡N
  • Enlace covalente dativo o de coordinación . Es un par electrónico compartido por dos átomos pero ambos electrones son aportados por el mismo átomo. Se suele representar con una flecha (→).

Un ejemplo de una especie química que posee un enlace coordinado, el cual es el ion amonio (NH41+). El Ion amonio está constituido por un protón y amoníaco. Los compuestos en los que se encuentra un enlace coordinado se conocen con el nombre de compuestos de coordinación. Los compuestos de coordinación o también denominados complejos, los cuales en su mayoría de los casos están unidos a varios aniones circundantes conocidos como ligandos.

Enlace covalente polar

Consiste en la formación de un enlace entre átomos de diferentes elementos, y la diferencia de la electronegatividad debe ser mayor de 0,5. En este enlace, los electrones son atraídos fundamentalmente por el núcleo del átomo más electronegativo, generando moléculas cuya nube electrónica presentará una zona con mayor densidad de carga negativa y otra con mayor densidad de carga positiva (dipolo).

Enlace covalente apolar

Se forma entre átomos iguales y la diferencia de electronegatividad debe ser cero o muy disminuida (menor que 0,4). En este enlace, los electrones son atraídos por ambos núcleos con la misma intensidad, generando moléculas cuya nube electrónica es uniforme.

Tipos de sustancias covalentes

Existen dos tipos de sustancias covalentes:

Sustancias covalentes moleculares . Los enlaces covalentes forman moléculas que tienen las siguientes propiedades:

  • Temperaturas de fusión y ebullición bajas.
  • En condiciones normales de presión y temperatura (25 °C aprox.) pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos.
  • Son blandos en estado sólido.
  • Son aislantes de la corriente eléctrica y el calor.
  • Solubilidad: las moléculas polares son solubles en disolventes polares y las apolares son solubles en disolventes apolares (lo semejante disuelve a lo semejante).
  • Ejemplos: dióxido de carbono, benceno, oxígeno, nitrógeno.

Redes o sustancias covalentes reticulares . Además, las sustancias covalentes forman redes cristalinas de un número indefinido de átomos, semejantes a los compuestos iónicos, que tienen estas propiedades:

  • Elevadas temperaturas de fusión y ebullición.
  • Son sólidos en condiciones normales.
  • Son sustancias muy duras.
  • Son aislantes (excepto el grafito).
  • Son insolubles.
  • Ejemplos: cuarzo, diamante.

Bibliografías

  • Química. Ediciones Umbral. ISBN 9789685607209.
  • Picazo, Susana María López (2009). Química. Pruebas de acceso a la universidad para mayores de 25 años. Cultivalibros. ISBN 9788499231099.
  • Química II Segundo Semestre Tacaná. IGER. ISBN 9789929804623.
  • La Química en Tus Manos. UNAM. 2004. ISBN 9789703212231.
  • Lewis, Gilbert N. (1 de abril de 1916). «The atom and the molecule». Journal of the American Chemical Society 38 (4): 762-785.
  • W. Heitler and F. London, Zeitschrift für Physik, vol. 44, p. 455 (1927). English translation in Hettema, H. (2000). Quantum chemistry: classic scientific papers. World Scientific. pp. 140-. ISBN 978-981-02-2771-5.
  • Antón, Juan Luis; Andrés, Dulce María (2015-06). Física y Química 3º ESO (LOMCE). Editex. ISBN 9788490785270.
  • Franchini, William S. Seese, G. William Daub; traducción, Ma. Cristina Arroyo Espinosa; revisión técnica, Ma. Cristina Sanginés (1989). Química (1a ed. en español. edición). México: Prentice-Hall Hispanoamericana. ISBN 968-880-167-4.
  • Gasque Silvia, Dr. Laura. Introducción al enlace químico. pp. 2-27.
  • Escudero P., Lauzurica M., Pascual R., Pastor J.M. (1999). «10». Físico- Química. Estomba 44, Buenos Aires, Argentina: Santillana. pp. 133, 138. ISBN 950-46-0181-2.

Fuentes

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