Enlace covalente
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| Enlace covalente El enlace covalente se establece por compartición de electrones. El modelo más simple lo constituye la idea de que un átomo formará tantos enlaces covalentes como electrones desapareados posea. Es decir, se ignora, de momento, a los orbitales vacíos. Cada electrón desapareado lo emplearía en un enlace con otro átomo que a su vez pondría el suyo propio, quedando así un enlace de dos electrones, que pertenecerían simultáneamente a ambos átomos: Ax.B . Cuando la energía de apareamiento P de dos electrones en el mismo orbital atómico es del orden de la energía de promoción necesaria para desaparearlos, enviando uno de ellos al orbital vacío más próximo, se llega a tener un número mayor de electrones desapareados, como ocurre en el caso del carbono: C : 1s22s2p2------------------>2s1p3 ----- 4 e- desapareados------ 4 enlaces covalentes. Muchos enlaces covalentes se originan entre átomos que no poseen, ni pueden poseer fácilmente, electrones desapareados. El enlace se establece a través de un proceso del tipo ácido-base de Lewis: Uno de los átomos, la base de Lewis, aporta los dos electrones de enlace; y otro, normalmente un catión metálico, acepta el par de electrones ubicándolos en un orbital "atómico" vacío. Normalmente dicho orbital atómico es, en realidad, un orbital híbrido formado a expensas de orbitales atómicos, según la teoría de VSEPR. El empleo exclusivo de orbitales s y p da lugar a la "regla del octete", existiendo muchos compuestos cuyo átomo central que rodeado de 8 e-: CH4, NH3, etc Teoría de VSEPR (Repulsión de pares de electrones de la capa de valencia): Los pares de electrones alrededor del átomo central se disponen de forma que las repulsiones entre ellos sean mínimas. Según esta disposición, dicho átomo central hace uso de la correspondiente hibridación de orbitales atómicos. Así, por ejemplo, para enfrentar dos pares emplea una hibridación sp (180º, estructura lineal); para tres pares sp2(120º, trigonal); para cuatro pares sp3(~109.5º, tetraédrica); en algunos casos (ligandos bidentados) se disponen los pares de electrones en los vértices de un cuadrado lo que da lugar a una hibridación dsp2; para cinco pares sp3d ó dsp3 (bipirámide trigonal ó pirámide cuadrangular); para seis emplea sp3d2 ó d2sp3 (octaédrica); para siete pares d3sp3 ó sp3d3 (bipirámide pentagonal; la geometría inesperada, prácticamente octaédrica del XeF6 se debe a que el par solitario ocupa menos espacio que los de enlace, extendiéndose sobre una de las caras). Para determinar el número de pares de electrones disponibles alrededor del átomo central: 1º._ Se cuentan todos los electrones de valencia: los del átomo central y los de los ligandos. 2º._ Se le añaden los de la cargas negativas si se trata de una especie aniónica o se le quitan los que indiquen las cargas positivas si es catiónica. 3º._ Se descuentan los que queden por la parte de afuera de los ligandos. Normalmente hay que descontar seis, ya que se trata de átomos que completan el "octete"; se exceptúa, por ejemplo, el hidrógeno, para el que no hay que descontar nada. 4º._ Se forman pares de electrones, y se aplica lo indicado en el párrafo anterior. Naturalmente el enlace sigma se refuerza con enlaces pi, lo que se justifica especialmente en el caso de que el átomo central resulte rodeado de menos de ocho electrones. Un ejemplo: La molécula de ozono posee geometría angular. El ángulo de enlace es de 116º49´, y la distancia O-O es 1,278A. Se tienen un total de 18 e- de valencia, a los que habría que restar, según la teoría de VSEPR, 12e- correspondientes a los dos oxígenos unidos al central; quedan 3 pares de electrones; es decir, el oxígeno probablemente esté usando una hibridación sp2. Se forman, entonces, dos enlaces sigma y queda un par de electrones sin compartir mediante enlace sigma que, como es habitual cuando no se alcanzan 4 pares de electrones alrededor del átomo central, se emplean en reforzar el enlace sigma mediante un enlace pi, ahora, necesariamente, deslocalizado. Por otra parte, el que el ángulo de enlace sea menor de 120º, puede significar que el orbital híbrido sp2, desenlazado, posee una energía no demasiado superior a la del orbital molecular deslocalizado; lo cual se traduce en una cierta densidad electrónica en esa zona, y la correspondiente disminución del ángulo de enlace. Por encima de 100ºC descompone rápidamente. Puedes encontrar una representación VRML del orbital híbrido sp en la dirección: www.chm.davidson.edu/vrml/ao/sp_1.html Si tienes más tiempo puedes buscar en los resultados de altavista.com en ingles con las palabras clave: “hibryd orbital” o “hibriditization sp”. Una página interesante es: http://www.mpcfaculty.net/mark_bishop/Hybrid_frame.htm |
