ENLACE COVALENTE

Entre los diversos tipos de enlace que se han clasificado el covalente fue el primero que se estudió y al mismo tiempo el más ampliamente conocido, para eso se han elaborado diferentes teorías entre las que destacan: La Teoría del Enlace Covalente, Teoría de Enlace Valencia y Teoría de Orbitales Moleculares.
La teoría de enlace covalente fue la primera que abordó de manera sistemática la formación del enlace químico; la desarrollaron de manera independiente y al mismo tiempo Irving Lagmiur y Gilbert Newton Lewis (1918), ambos de Estados Unidos, según Lagmiur un enlace covalente se efectúa por la compartición de un par de electrones entre dos átomos, según Lewis el enlace químico está en todos lugares y en todas las moléculas y normalmente un par de electrones mantiene la unidad entre los átomos.
Lagmiur y Lewis enfatizaron la importancia del apareamiento de los electrones y de la estabilidad lograda por las moléculas cuando estas se rodean de ocho electrones.
Con esta idea inicial se podía explicar la formación de moléculas simples como: O2, N2, F2, H2O, NH3, CH4, etc., por otro lado se pone de relieve que la causa de que se unieran los átomos de manera espontánea se debía a una disminución en la energía del sistema a la vez que era el electrón la partícula que mantenía esta unión.
Al profundizar sobre el estudio del enlace covalente, Lewis encontró ciertas regularidades en los compuestos que presentan este enlace; de aquí encontró ciertas reglas empíricas para la formación del enlace covalente.

REGLAS SIMPLES PARA LA FORMACIÓN DEL ENLACE COVALENTE

1.– Para que exista un enlace covalente, el enlace iónico debe ser desfavorable. Esto explica que la electronegatividad de los átomos reaccionantes debe ser similar, de no ser así se producen polarizaciones en la molécula. Aunque una diferencia grande de electronegatividad entre los átomos provoca polarizaciones en una molécula; también un factor que lo afecta es la geometría de la molécula, ya que moléculas aparentemente “similares” como el BF3 y PF3 la primera es no polar por tener una geometría triangular y la segunda es polar por tener una geometría piramidal.

2.– Los orbitales atómicos de los átomos que se enlazan deben translaparse, es decir, compartir la misma región del espacio para que tenga lugar el enlace químico. Hay numerosos ejemplos que demuestran que entre más intensa es la penetración más fuerte es el enlace químico, esto se ha demostrado mediante el estudio de los rayos X (determinación de distancias intermoleculares) y de experimentos termodinámicos (energía de enlace), ejemplos: El átomo de hidrógeno tiene un radio atómico de 0.529 Å, cuando se unen dos átomos para formar una molécula de H2 la distancia internuclear es de 0.74 Å con una energía de enlace de 104 Kcal/mol; esto supone una penetración de las nubes electrónicas de 0.316 Å.

3.– Normalmente un par de electrones forma el enlace químico. Aunque esto fue deducido empíricamente por Lewis en 1916, fue hasta 1927 cuando se dio una explicación; esto fue con el descubrimiento del espín electrónico y el Principio de Exclusión de Pauli que dice: “En todo átomo o molécula no es posible la existencia de más de un electrón con los cuatro números cuánticos iguales, por lo menos debe diferir en uno”.

4.- Para la mayoría de las moléculas habrá un máximo de ocho electrones en el nivel de valencia (Estructura de Lewis), Esto es cierto para los elementos del bloque p, pero no es siempre cierto para los del bloque s y d. Por ejemplo los siguientes compuestos: CH4, NH3, PCl3, CF4, cuyo átomo central es del bloque p cumplen con la regla del octeto de Lewis, pero otros compuestos como: Li(CH3), BeH2, BCl3, PCl5, H2SO4, etc., no la cumplen.

Esta regla se relaciona con el concepto de valencia y saturación del enlace covalente. Debido a que el enlace covalente es la compartición de un par de electrones entre dos átomos, cada átomo tiene un número limitado de electrones si a esto agregamos el Principio de Exclusión de Pauli veremos que los átomos solo pueden formar un número limitado de enlaces, así, el hidrógeno formará un enlace porque tiene un electrón desapareado, el oxígeno tiene dos electrones desapareados y por lo tanto formará dos enlaces, el nitrógeno tiene tres electrones desapareados y formará tres enlaces. Podemos definir ahora la valencia como: “La capacidad que tiene un átomo para combinarse y que depende del número de electrones desapareados que contiene”.
5.- Por razones de estabilidad todas las moléculas buscarán una situación donde tengan la menor energía total. En general esto significa que se formará el máximo número de enlaces, que estos serán los más fuertes que sea posible y que la disposición de los átomos en una molécula será tal que reducirán al máximo sus fuerzas de repulsión.

CONCLUSIONES
Un enlace covalente resulta del recubrimiento de los orbitales atómicos. Será tanto más intenso cuanto más importante sea este recubrimiento. Como los orbitales atómicos tienen formas geométricas definidas, el recubrimiento máximo no tendrá lugar más que en direcciones concretas. De ahí se deduce que el enlace covalente presenta un CARÁCTER FUERTEMENTE DIRECCIONAL. Por otro lado uno de los requisitos para la formación del enlace covalente, en que los átomos participantes tengan aproximadamente la misma electronegatividad, de otra manera se producen ciertas POLARIZACIONES EN LAS MOLÉCULAS.
Finalmente si consideramos que este enlace se da por la compartición de un par de electrones es obvio que debe haber un límite o SATURACIÓN dependiendo del número de electrones desapareados dispuestos a formar un enlace.

Fragilidad de un compuesto ionico

Requisitos para la formación del enlace ionico

Celdas cristalinas

Valores de Born y Madelung

ENLACE IONICO

Entre los diversos tipos de enlace que se han clasificado, el iónico es el más sencillo de explicar a partir de un modelo electrostático simple, los compuestos iónicos son sólidos cristalinos que tienen un ordenamiento espacial que se extiende a través de todo el volumen de un cuerpo, este tipo de compuestos consiste de iones positivos y negativos distribuidos de tal forma que las fuerzas de atracción entre iones de carga opuesta se hacen máximas y las fuerzas de repulsión entre iones de igual carga se hacen mínimas.

El tratamiento teórico de la energía de enlace de los cristales iónicos fue iniciado por los alemanes Max Born y Landé en 1918, demostrando que las interacciones entre un par iónico dependen de:
a). – El radio iónico.
b). – La carga del ión.
c). – El número de coordinación.
d). – La estructura geométrica del cristal.
e). – El hacer máximas las fuerzas de atracción y mínimas las fuerzas de repulsión.
La ecuación de Born-Landé que se utiliza para calcular la energía de enlace (energía reticular) de los compuestos iónicos es deducida directamente de la ley de Coulomb; haciendo varios cambios para tomar en cuenta la carga de los iones, la estructura del cristal, el tamaño del ión, la capa electrónica de los componentes y el número de Avogadro:

E = [ANz+z-e2/4(pi)constante dieléctrica.r2](1-1/n)

N. – Número de Avogadro = 6.023X1023 partículas.
e. – Carga del electrón = 1.602X10-19 C = 4.802X10-10ues.
z+ y z-. – carga del catión y del anión.
e. – Constante dieléctrica del medio:
Aire = 8.85X10-12 C/J.m
Agua = 6.90X10-10C/J.m
A. - Constante de Madelung, que depende de la estructura cristalina del compuesto iónico y es calculada por métodos matemáticos y geométricos.
n. – Se llama exponente de compresibilidad de Born y resulta del equilibrio entre las fuerzas de atracción y de repulsión; este puede ser obtenido experimentalmente de la compresibilidad del cristal.
r. – Radio ínter iónico obtenido por rayos X para diferentes cristales.

La ecuación de Born-Landé es bastante acertada en la predicción de la energía de enlace iónico. En la actualidad existen trabajos más precisos que hacen referencia a otros tres factores energéticos que afectan los resultados; estos son: Las fuerzas de Van der Walls; la energía del punto cero y la corrección debida a la capacidad calorífica.
a). – Las fuerzas de Van der Walls son fuerzas de atracción muy débiles entre las moléculas, átomos o iones que surgen del movimiento propio de los electrones.
b). – La energía del punto cero se refiere a la energía que aún tienen los átomos en el cero absoluto, pues aún a esta temperatura los átomos tienen vibraciones.
c). – La capacidad calorífica es un factor de corrección necesario cuando se aplican los resultados del cálculo a temperaturas superiores al cero absoluto.
Los resultados satisfactorios derivados de la ecuación de Born-Landé nos lleva a suponer la existencia real de los iones y a considerar que su estructura depende realmente del tamaño del ión, de su carga y del número de coordinación.

REQUISITOS PARA LA FORMACIÓN DEL ENLACE IONICO
Los compuestos iónicos en general solo se forman entre los elementos metálicos muy activos y los elementos no metálicos también muy activos. Dos requisitos para su formación son: Que el Potencial de Ionización para formar el catión y la Afinidad Electrónica para producir el anión deben ser energéticamente favorables, es decir, que no consuman demasiada energía en el proceso. Estos requisitos se cumplen para los elementos del grupo I-A, II-A y el aluminio, que tienen radios atómicos grandes y en consecuencia un potencial de ionización bajo, lo mismo que su electronegatividad y afinidad electrónica. Por otro lado los átomos que se cargan negativamente deben ser aquellos que tengan radios atómicos pequeños para que su electronegatividad y afinidad electrónica sea grande, esto se da en los no-metales muy activos tales como del grupo VII-B, VI-B y N.

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS

1.– Los compuestos iónicos no conducen la corriente eléctrica en estado sólido, pero son buenos conductores cuando están fundidos. Dicha conductividad se atribuye a la presencia de los iones, átomos cargados ya sea positiva o negativamente, los cuales se mueven libremente bajo la influencia eléctrica. En el sólido, los iones se encuentran fuertemente enlazados en la red cristalina y no tienen libertad para moverse y conducir la corriente eléctrica. Debe tenerse en cuenta que no se tiene una prueba absoluta de la existencia de los iones pero el pensar en ellos explica muy bien las propiedades.

2.– Los compuestos iónicos tienden a mostrar altos puntos de fusión, ebullición y densidades. En general los compuestos iónicos son bastantes fuertes y omnidireccionales, es decir, que el enlace iónico puede formarse en cualquier dirección en virtud de que se forma por intensas fuerzas electrostáticas, a diferencia de las covalentes que son direccionales.

3.– Los compuestos iónicos por lo general son sustancias muy duras, pero frágiles. La dureza de las sustancias iónicas proviene lógicamente, de las fuerzas electrostáticas. La tendencia hacia la fragilidad mecánica es una consecuencia de la unión iónica. Si se aplica suficiente fuerza como para desplazar ligeramente los iones entonces, las fuerzas de atracción se convierten en fuerzas de repulsión a medida que se presentan contactos anión-anión y catión-catión. Por consiguiente, los cristales se separan.

4.– Los compuestos iónicos a menudo son solubles en disolventes polares que presentan constantes dieléctricas elevadas. La energía de interacción de dos partículas cargadas es:

E = -[q+q-/4 (pi)(constante dieléctrica) r]

donde q+ y q- son las cargas, r es la distancia de separación y εo es la constante dieléctrica. La constante dieléctrica en el vacío es: εo=8.85X10-12 C/J.m, Sin embargo, en el caso de los disolventes polares comunes, las constantes dieléctricas poseen valores considerablemente mayores. Por ejemplo, la constante dieléctrica del agua es 82 εo, para el acetonitrilo 33 εo y para el amoniaco líquido 25 εo. La atracción de los iones en el amoniaco líquido es de solo 4 % de lo que se tiene en ausencia del disolvente. Para otros disolventes con constantes dieléctricas mayores, el efecto es aún más pronunciado. Otra forma de enfocar este fenómeno es considerar la interacción entre los momentos dipolares del disolvente y de los iones. Tal solvatación suministra la energía suficiente como para consumar el rompimiento de la red cristalina.

Esquema de la formación de un enlace químico