4.2 Enlace covalente

Formación de enlaces covalentes

Los átomos no metálicos suelen formar enlaces covalentes con otros átomos no metálicos. Por ejemplo, la molécula de hidrógeno, H₂, contiene un enlace covalente entre sus dos átomos de hidrógeno. La Figura 4.4 ilustra por qué se forma este enlace. Empezando por el extremo derecho, tenemos dos átomos de hidrógeno separados con una energía potencial particular, indicada por la línea roja. A lo largo del eje x está la distancia entre los dos átomos. A medida que los dos átomos se acercan (moviéndose hacia la izquierda a lo largo del eje x), sus orbitales de valencia (1s) comienzan a superponerse. Los electrones individuales de cada átomo de hidrógeno interactúan entonces con ambos núcleos atómicos, ocupando el espacio que rodea a ambos átomos. La fuerte atracción de cada electrón compartido a ambos núcleos estabiliza el sistema, y la energía potencial disminuye a medida que la longitud de enlace disminuye. Si los átomos siguen acercándose, las cargas positivas de los dos núcleos comienzan a repelerse y la energía potencial aumenta. La longitud de enlace se determina por la distancia a la que se alcanza la menor energía potencial.

Figura 4.4 La energía potencial de dos átomos de hidrógeno separados (derecha) disminuye a medida que se acercan el uno al otro, y los electrones individuales de cada átomo se comparten para formar un enlace covalente. La longitud de enlace es la distancia internuclear a la que se alcanza la menor energía potencial.

Es esencial recordar que hay que añadir energía para romper los enlaces químicos (un proceso endotérmico), mientras que la formación de enlaces químicos libera energía (un proceso exotérmico). En el caso del H₂, el enlace covalente es muy fuerte; hay que añadir una gran cantidad de energía, 436 kJ, para romper los enlaces en un mol de moléculas de hidrógeno y hacer que los átomos se separen:

De manera inversa, se libera la misma cantidad de energía cuando se forma un mol de moléculas de H₂ a partir de dos moles de átomos de H:

Enlaces covalentes puros y polares

Si los átomos que forman un enlace covalente son idénticos, como en el H₂, el Cl₂ y otras moléculas diatómicas, entonces los electrones del enlace deben compartirse por igual. Lo denominamos enlace covalente puro. Los electrones compartidos en los enlaces covalentes puros tienen la misma probabilidad de estar cerca de cada núcleo.

En el caso del Cl₂, cada átomo comienza con siete electrones de valencia y cada Cl comparte un electrón con el otro, formando un enlace covalente:

El número total de electrones alrededor de cada átomo consta de seis electrones no enlazantes y dos compartidos (es decir, enlazantes) para un total de ocho electrones, lo que coincide con el número de electrones de valencia del gas noble argón. Como los átomos de enlace son idénticos, el Cl₂ también presenta un enlace covalente puro.

Cuando los átomos unidos por un enlace covalente son diferentes, los electrones de enlace se comparten, pero ya no de forma equitativa. En cambio, los electrones de enlace son más atraídos por un átomo que por el otro, dando lugar a un desplazamiento de la configuración electrónica hacia ese átomo. Esta distribución desigual de electrones se conoce como enlace covalente polar, caracterizado por una carga positiva parcial en un átomo y una carga negativa parcial en el otro. El átomo que atrae los electrones con más fuerza adquiere la carga parcial negativa y viceversa. Por ejemplo, los electrones del enlace H-Cl de una molécula de cloruro de hidrógeno pasan más tiempo cerca del átomo de cloro que del de hidrógeno. Así, en una molécula de HCl, el átomo de cloro tiene una carga parcial negativa y el átomo de hidrógeno tiene una carga parcial positiva. La Figura 4.5 muestra la distribución de electrones en el enlace H-Cl. Observe que el área sombreada alrededor del de Cl es mucho más grande que alrededor del de H. Compare con la Figura 4.4, que muestra la distribución uniforme de electrones en el enlace no polar del H₂.

A veces designamos los átomos positivos y negativos de un enlace covalente polar utilizando una letra griega minúscula "delta", δ, con un signo más o un signo menos para indicar si el átomo tiene una carga positiva parcial (δ+) o una carga negativa parcial (δ-). Esta simbología se muestra para la molécula H-Cl en la Figura 4.5.

Figura 4.5 (a) La distribución de la configuración electrónica en la molécula de HCl es desigual. La configuración electrónica es mayor alrededor del núcleo del cloro. Los pequeños puntos negros indican la ubicación de los núcleos de hidrógeno y cloro en la molécula. (b) Los símbolos δ+ y δ- indican la polaridad del enlace H-Cl.

Electronegatividad

El hecho de que un enlace sea covalente no polar o polar viene determinado por una propiedad de los átomos enlazados llamada electronegatividad. La electronegatividad es una medida de la tendencia de un átomo a atraer electrones (o configuración electrónica) hacia sí mismo. Determina cómo se distribuyen los electrones compartidos entre los dos átomos de un enlace. Cuanto más fuertemente atraiga un átomo los electrones de sus enlaces, mayor será su electronegatividad. Los electrones de un enlace covalente polar se desplazan hacia el átomo más electronegativo; así, el átomo más electronegativo es el que tiene la carga negativa parcial. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad, más polarizada estará la distribución de electrones y mayores serán las cargas parciales de los átomos.

La Figura 4.6 muestra los valores de electronegatividad de los elementos según la propuesta de uno de los químicos más famosos del siglo XX: Linus Pauling (Figura 4.7). En general, la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a través de un periodo en la tabla periódica y disminuye hacia abajo en un grupo. Así, los no metales, que se encuentran en la parte superior derecha, tienden a tener las mayores electronegatividades, siendo el flúor el elemento más electronegativo de todos (EN = 4,0). Los metales tienden a ser elementos menos electronegativos, y los metales del grupo 1 tienen las electronegatividades más bajas. Note que los gases nobles están excluidos de esta figura porque estos átomos no suelen compartir electrones con otros átomos ya que tienen una capa de valencia completa. (Aunque existen compuestos de gases nobles como el XeO₂, solo pueden formarse en condiciones extremas, por lo que no encajan perfectamente en el modelo general de electronegatividad).

Figura 4.6 Los valores de electronegatividad derivados por Pauling siguen tendencias periódicas predecibles, con las electronegatividades más altas hacia la parte superior derecha de la tabla periódica.

Electronegatividad frente a la afinidad electrónica

Debemos tener cuidado de no confundir la electronegatividad y la afinidad electrónica. La afinidad electrónica de un elemento es una cantidad física medible, es decir, la energía liberada o absorbida cuando un átomo aislado en fase gaseosa adquiere un electrón, medida en kJ/mol. La electronegatividad, por su parte, describe la fuerza con la que un átomo atrae los electrones en un enlace. Es una cantidad adimensional que se calcula, no se mide. Pauling obtuvo los primeros valores de electronegatividad comparando las cantidades de energía necesarias para romper diferentes tipos de enlaces. Eligió una escala relativa arbitraria que va de 0 a 4.

Retrato de un químico

Linus Pauling

Linus Pauling, que aparece en la Figura 4.7, es la única persona que ha recibido dos premios Nobel no compartidos (individuales): uno de química en 1954 por su trabajo sobre la naturaleza de los enlaces químicos y otro de la paz en 1962 por su oposición a las armas de destrucción masiva. Desarrolló muchas de las teorías y conceptos que son fundamentales para nuestra actual comprensión de la química, como la electronegatividad y las estructuras de resonancia.

Figura 4.7 Linus Pauling (1901-1994) hizo muchas e importantes contribuciones al campo de la química. También fue un destacado activista, dando a conocer temas relacionados con la salud y las armas nucleares.

Pauling también contribuyó a muchos otros campos además de la química. Sus investigaciones sobre la anemia falciforme revelaron la causa de la enfermedad (la presencia de una proteína anormal heredada genéticamente en la sangre) y allanaron el camino para el campo de la genética molecular. Su trabajo también fue fundamental para frenar las pruebas de armas nucleares; demostró que la lluvia radioactiva de las pruebas nucleares suponía un riesgo para la salud pública.

Electronegatividad y tipo de enlace

El valor absoluto de la diferencia de electronegatividad (ΔEN) de dos átomos enlazados proporciona una medida aproximada de la polaridad que cabe esperar en el enlace y, por tanto, del tipo de enlace. Cuando la diferencia es muy pequeña o nula, el enlace es covalente y no polar. Cuando es grande, el enlace es polar covalente o iónico. Los valores absolutos de las diferencias de electronegatividad entre los átomos de los enlaces H-H, H-Cl y Na-Cl son 0 (no polar), 0,9 (polar covalente) y 2,1 (iónico), respectivamente. El grado en que los electrones se comparten entre los átomos varía desde completamente igual (enlace covalente puro) hasta nada (enlace iónico). La Figura 4.8 muestra la relación entre la diferencia de electronegatividad y el tipo de enlace.

Figura 4.8 A medida que aumenta la diferencia de electronegatividad entre dos átomos, el enlace se vuelve más iónico.

Una aproximación a las diferencias de electronegatividad asociadas a los enlaces covalentes, covalentes polares e iónicos se muestra en la Figura 4.8. Sin embargo, esta tabla es solo una guía general, con muchas excepciones. Por ejemplo, los átomos de H y F en el HF tienen una diferencia de electronegatividad de 1,9, y los átomos de N y H en el NH₃ una diferencia de 0,9, y sin embargo ambos compuestos forman enlaces que se consideran covalentes polares. Así mismo, los átomos de Na y Cl en el NaCl tienen una diferencia de electronegatividad de 2,1, y los átomos de Mn e I en el MnI₂ tienen una diferencia de 1,0, y sin embargo ambas sustancias forman compuestos iónicos.

La mejor guía para determinar el carácter covalente o iónico de un enlace es considerar los tipos de átomos implicados y sus posiciones relativas en la tabla periódica. Los enlaces entre dos no metales suelen ser covalentes; los enlaces entre un metal y un no metal suelen ser iónicos.

Algunos compuestos contienen tanto enlaces covalentes como iónicos. Los átomos de los iones poliatómicos, como el OH^-, ${\text{NO}}_3{}^{\text{–}},$ y ${\text{NH}}_4{}^{\text{+}},$ se mantienen unidos por enlaces covalentes polares. Sin embargo, estos iones poliatómicos forman compuestos iónicos al combinarse con iones de carga opuesta. Por ejemplo, el nitrato de potasio, KNO₃, contiene el catión K⁺ y el anión poliatómico ${\text{NO}}_3{}^{\text{–}}$. Por lo tanto, el enlace en el nitrato de potasio es iónico, resultado de la atracción electrostática entre los iones K⁺ y ${\text{NO}}_3{}^{\text{–}},$ así como covalente entre los átomos de nitrógeno y oxígeno en ${\text{NO}}_3{}^{\text{–}}.$

Ejemplo 4.3

Electronegatividad y polaridad de los enlaces

Las polaridades de los enlaces desempeñan un papel importante en la determinación de la estructura de las proteínas. Utilizando los valores de electronegatividad en la Figura 4.6, ordene los siguientes enlaces covalentes (todos comúnmente encontrados en los aminoácidos) en orden de polaridad creciente. A continuación, designe los átomos positivos y negativos con los símbolos δ+ y δ-:

C–H, C–N, C–O, N–H, O–H, S–H

Solución

La polaridad de estos enlaces aumenta a medida que aumenta el valor absoluto de la diferencia de electronegatividad. El átomo con la designación δ- es el más electronegativo de los dos. La Tabla 4.1 muestra estos enlaces en orden de polaridad creciente.

Polaridad de enlace y diferencia de electronegatividad

Enlace	ΔEN	Polaridad
C–H	0,4	$\stackrel{\delta \text{–}}{\text{C}}\text{–}\stackrel{\delta \text{+}}{\text{H}}$
S–H	0,4	$\stackrel{\delta \text{–}}{\text{S}}\text{–}\stackrel{\delta \text{+}}{\text{H}}$
C–N	0,5	$\stackrel{\delta \text{+}}{\text{C}}\text{–}\stackrel{\delta \text{–}}{\text{N}}$
N–H	0,9	$\stackrel{\delta \text{–}}{\text{N}}\text{–}\stackrel{\delta \text{+}}{\text{H}}$
C–O	1,0	$\stackrel{\delta \text{+}}{\text{C}}\text{–}\stackrel{\delta \text{–}}{\text{O}}$
O–H	1,4	$\stackrel{\delta \text{–}}{\text{O}}\text{–}\stackrel{\delta \text{+}}{\text{H}}$

Tabla 4.1

Compruebe lo aprendido

Las siliconas son compuestos poliméricos que contienen, entre otros, los siguientes tipos de enlaces covalentes: Si-O, Si-C, C-H y C-C. Utilizando los valores de electronegatividad en la Figura 4.6, organice los enlaces en orden de polaridad creciente y designe los átomos positivos y negativos utilizando los símbolos δ+ y δ-.

Respuesta:

Enlace	Diferencia de electronegatividad	Polaridad
C–C	0,0	no polar
C–H	0,4	$\stackrel{\delta \text{–}}{\text{C}}\text{–}\stackrel{\delta \text{+}}{\text{H}}$
Si–C	0,7	$\stackrel{\delta \text{+}}{\text{Si}}\text{–}\stackrel{\delta \text{–}}{\text{C}}$
Si–O	1,7	$\stackrel{\delta \text{+}}{\text{Si}}\text{–}\stackrel{\delta \text{–}}{\text{O}}$