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Enlace covalente

Un enlace covalente que forma H 2 (derecha) donde dos átomos de hidrógeno comparten los dos electrones. Un enlace covalente es un enlace químico que implica el intercambio de el...

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Un enlace covalente que forma H 2 (derecha) donde dos átomos de hidrógeno comparten los dos electrones.

Un enlace covalente es un enlace químico que implica el intercambio de electrones para formar pares de electrones entre átomos . Estos pares de electrones se conocen como pares compartidos o pares de enlace . El equilibrio estable de fuerzas atractivas y repulsivas entre átomos, cuando comparten electrones , se conoce como enlace covalente. [ 1 ] Para muchas moléculas , el intercambio de electrones permite que cada átomo alcance el equivalente a una capa de valencia completa, lo que corresponde a una configuración electrónica estable . En química orgánica, el enlace covalente es mucho más común que el enlace iónico , donde los átomos están separados y simplemente asociados por atracción electrostática .

El enlace covalente también incluye muchos tipos de interacciones, incluyendo enlaces σ , enlaces π , enlaces metal-metal , interacciones agósticas , enlaces angulares , enlaces de tres centros y dos electrones y enlaces de tres centros y cuatro electrones . [ 2 ] [ 3 ] El término "covalencia" fue introducido por Irving Langmuir en 1919, y Nevil Sidgwick usó "enlace covalente" en la década de 1920. Merriam-Webster fecha la frase específica enlace covalente en 1939, [ 4 ] reconociendo su primer uso conocido. El prefijo co- (conjuntamente, asociado) indica que los enlaces "covalentes" implican " valencia " compartida, como se detalla en la teoría del enlace de valencia .

En la molécula H2 , losde hidrógenocomparten los dos electrones mediante enlace covalente. [ 5 ] El carácter covalente de un enlace, en contraposición a una naturaleza más iónica, es mayor entre átomos que tienenelectronegatividades, independientemente de si los elementos son iguales entre sí. El enlace covalente que implica el intercambio de electrones entre más de dos átomos se denominadeslocalizado.

Historia

Los primeros conceptos sobre el enlace covalente surgieron de este tipo de imagen de la molécula de metano . El enlace covalente está implícito en la estructura de Lewis al indicar los electrones compartidos entre los átomos.

El término covalencia, en relación con los enlaces químicos, fue utilizado por primera vez en 1919 por Irving Langmuir en un artículo de la revista Journal of the American Chemical Society titulado "La disposición de los electrones en átomos y moléculas". Langmuir escribió que "denotaremos con el término covalencia el número de pares de electrones que un átomo dado comparte con sus vecinos". [ 6 ]

La idea del enlace covalente se remonta a varios años antes de 1919, a Gilbert N. Lewis , quien en 1916 describió el compartimiento de pares de electrones entre átomos [ 7 ] (y en 1926 también acuñó el término " fotón " para la unidad más pequeña de energía radiante). Introdujo la notación de Lewis o notación de puntos de electrones o estructura de puntos de Lewis , en la que los electrones de valencia (los de la capa externa) se representan como puntos alrededor de los símbolos atómicos. Los pares de electrones ubicados entre átomos representan enlaces covalentes. Múltiples pares representan enlaces múltiples, como enlaces dobles y enlaces triples . Una forma alternativa de representación, no mostrada aquí, tiene los pares de electrones formadores de enlaces representados como líneas continuas. [ 8 ]

Lewis propuso que un átomo forma suficientes enlaces covalentes para formar una capa electrónica externa completa (o cerrada). En el diagrama del metano que se muestra aquí, el átomo de carbono tiene una valencia de cuatro y, por lo tanto, está rodeado por ocho electrones ( regla del octeto ), cuatro del propio carbono y cuatro de los hidrógenos unidos a él. Cada hidrógeno tiene una valencia de uno y está rodeado por dos electrones (regla del dueto): su propio electrón más uno del carbono. El número de electrones corresponde a capas completas en la teoría cuántica del átomo; la capa externa de un átomo de carbono es la capa n  =  2, que puede contener ocho electrones, mientras que la capa externa (y única) de un átomo de hidrógeno es la capa n  =  1, que solo puede contener dos. [ 9 ]

Si bien la idea de pares de electrones compartidos proporciona una imagen cualitativa eficaz del enlace covalente, se necesita la mecánica cuántica para comprender la naturaleza de estos enlaces y predecir las estructuras y propiedades de las moléculas simples. A Walter Heitler y Fritz London se les atribuye la primera explicación cuántica exitosa de un enlace químico ( hidrógeno molecular ) en 1927. [ 10 ] Su trabajo se basó en el modelo de enlace de valencia, que supone que un enlace químico se forma cuando hay una buena superposición entre los orbitales atómicos de los átomos participantes.

Tipos de enlaces covalentes

Los orbitales atómicos (excepto los orbitales s) poseen propiedades direccionales específicas que dan lugar a diferentes tipos de enlaces covalentes. Los enlaces sigma (σ) son los más fuertes y se forman por la superposición frontal de orbitales de dos átomos diferentes. Un enlace simple suele ser un enlace σ. Los enlaces pi (π) son más débiles y se forman por la superposición lateral entre orbitales p (o d). Un enlace doble entre dos átomos consta de un enlace σ y un enlace π, y un enlace triple consta de un enlace σ y dos enlaces π. [ 8 ]

Los enlaces covalentes también se ven afectados por la electronegatividad de los átomos conectados, lo que determina la polaridad química del enlace. Dos átomos con igual electronegatividad formarán enlaces covalentes no polares, como el H–H. Una relación desigual crea un enlace covalente polar, como el H−Cl. Sin embargo, la polaridad también requiere asimetría geométrica ; de lo contrario, los dipolos podrían cancelarse, dando como resultado una molécula no polar. [ 8 ]

Estructuras covalentes

Existen varios tipos de estructuras para sustancias covalentes, incluyendo moléculas individuales, estructuras moleculares , estructuras macromoleculares y estructuras covalentes gigantes. Las moléculas individuales tienen enlaces fuertes que mantienen unidos a los átomos, pero generalmente, las fuerzas de atracción entre moléculas son insignificantes. Estas sustancias covalentes suelen ser gases, por ejemplo, HCl , SO₂ , CO₂ y CH₄ . En las estructuras moleculares, existen fuerzas de atracción débiles. Estas sustancias covalentes son líquidos de baja temperatura de ebullición (como el etanol ) y sólidos de baja temperatura de fusión ( como el yodo y el CO₂ sólido ). Las estructuras macromoleculares tienen un gran número de átomos unidos por enlaces covalentes en cadenas, incluyendo polímeros sintéticos como el polietileno y el nailon , y biopolímeros como las proteínas y el almidón . Las estructuras covalentes en red (o estructuras covalentes gigantes) contienen un gran número de átomos unidos en láminas (como el grafito ) o estructuras tridimensionales (como el diamante y el cuarzo ). Estas sustancias tienen puntos de fusión y ebullición elevados, suelen ser quebradizas y tienden a tener una alta resistividad eléctrica . Los elementos que poseen una alta electronegatividad y la capacidad de formar enlaces de tres o cuatro pares de electrones a menudo forman estructuras macromoleculares tan grandes. [ 11 ]

Enlaces de uno y tres electrones

Diagramas de Lewis y de orbitales moleculares de un enlace individual de 2e − y de 3e − .

Los enlaces con uno o tres electrones se pueden encontrar en especies radicales , que tienen un número impar de electrones. El ejemplo más simple de un enlace de 1 electrón se encuentra en el catión dihidrógeno , H⁺² . Los enlaces de un electrón suelen tener aproximadamente la mitad de la energía de enlace de un enlace de 2 electrones, y por lo tanto se denominan "medios enlaces". Sin embargo, existen excepciones: en el caso del dilitio , el enlace es en realidad más fuerte para el Li⁺² de 1 electrón que para el Li₂ de 2 electrones . Esta excepción se puede explicar en términos de hibridación y efectos de la capa interna. [ 12 ]

El ejemplo más simple de enlace de tres electrones se encuentra en el catión dímero de helio , He + 2 . Se considera un "medio enlace" porque consta de un solo electrón compartido (en lugar de dos); [ 13 ] en términos de orbitales moleculares, el tercer electrón está en un orbital antienlazante que cancela la mitad del enlace formado por los otros dos electrones. Otro ejemplo de una molécula que contiene un enlace de 3 electrones, además de dos enlaces de 2 electrones, es el óxido nítrico , NO. La molécula de oxígeno, O 2 también puede considerarse que tiene dos enlaces de 3 electrones y un enlace de 2 electrones, lo que explica su paramagnetismo y su orden de enlace formal de 2. [ 14 ] El dióxido de cloro y sus análogos más pesados, el dióxido de bromo y el dióxido de yodo , también contienen enlaces de tres electrones.

Las moléculas con enlaces de electrones impares suelen ser altamente reactivas. Este tipo de enlaces solo son estables entre átomos con electronegatividades similares. [ 14 ]

El dioxígeno a veces se representa como si obedeciera la regla del octeto con un doble enlace (O=O) que contiene dos pares de electrones compartidos. [ 15 ] Sin embargo, el estado fundamental de esta molécula es paramagnético , lo que indica la presencia de electrones desapareados. Pauling propuso que esta molécula en realidad contiene dos enlaces de tres electrones y un enlace covalente normal (de dos electrones). [ 16 ] El octeto en cada átomo consta entonces de dos electrones de cada enlace de tres electrones, más los dos electrones del enlace covalente, más un par solitario de electrones no enlazantes. El orden de enlace es 1+0.5+0.5=2.

Estructuras de Lewis modificadas con enlaces de 3 electrones
Óxido nítrico
Dioxígeno

Resonancia

Existen situaciones en las que una sola estructura de Lewis resulta insuficiente para explicar la configuración electrónica de una molécula y sus propiedades experimentales resultantes; por lo tanto, se requiere una superposición de estructuras. Los mismos dos átomos en dichas moléculas pueden estar enlazados de manera diferente en distintas estructuras de Lewis (un enlace simple en una, un enlace doble en otra, o incluso ninguno), lo que da como resultado un orden de enlace no entero . El ion nitrato es un ejemplo de ello, con tres estructuras equivalentes. El enlace entre el nitrógeno y cada oxígeno es un enlace doble en una estructura y un enlace simple en las otras dos, de modo que el orden de enlace promedio para cada interacción N–O es ⁠ 2 + 1 + 1 / 3 ⁠ = ⁠ 4 / 3 ⁠ . [ 8 ]

Aromaticidad

En química orgánica , cuando una molécula con un anillo plano obedece la regla de Hückel , donde el número de electrones π se ajusta a la fórmula 4n +  2  (donde n es un número entero), alcanza una estabilidad y simetría adicionales. En el benceno , el compuesto aromático prototípico, hay 6 electrones de enlace π ( n  =  1, 4n +  2  =  6  ). Estos ocupan tres orbitales moleculares π deslocalizados ( teoría de orbitales moleculares ) o forman enlaces π conjugados en dos estructuras de resonancia que se combinan linealmente ( teoría del enlace de valencia ), creando un hexágono regular que exhibe una mayor estabilización que el hipotético 1,3,5-ciclohexatrieno. [ 9 ]

En el caso de los aromáticos heterocíclicos y los bencenos sustituidos , las diferencias de electronegatividad entre las distintas partes del anillo pueden dominar el comportamiento químico de los enlaces del anillo aromático, que de otro modo serían equivalentes. [ 9 ]

Hipervalencia

Ciertas moléculas, como el difluoruro de xenón y el hexafluoruro de azufre, tienen números de coordinación más altos de lo que sería posible debido a un enlace estrictamente covalente según la regla del octeto . Esto se explica mediante el modelo de enlace de tres centros y cuatro electrones ("3c–4e"), que interpreta la función de onda molecular en términos de orbitales moleculares ocupados de mayor energía no enlazantes en la teoría de orbitales moleculares y resonancia de enlaces sigma en la teoría del enlace de valencia . [ 17 ]

Deficiencia de electrones

En los enlaces de tres centros y dos electrones ("3c–2e") , tres átomos comparten dos electrones en el enlace. Este tipo de enlace se da en los hidruros de boro, como el diborano (B₂H₆ ) , que a menudo se describen como deficientes en electrones porque no hay suficientes electrones de valencia para formar enlaces localizados (de dos centros y dos electrones) que unan todos los átomos. Sin embargo, la descripción más moderna que utiliza enlaces 3c–2e proporciona suficientes orbitales de enlace para conectar todos los átomos, de modo que las moléculas pueden clasificarse como electrónicamente precisas.

Cada enlace de este tipo (dos por molécula en el diborano) contiene un par de electrones que conectan los átomos de boro entre sí formando una figura similar a un plátano, con un protón (el núcleo de un átomo de hidrógeno) en el centro del enlace, compartiendo electrones con ambos átomos de boro. En ciertos compuestos de clúster , también se han postulado los llamados enlaces de cuatro centros y dos electrones . [ 18 ]

Descripción cuántica

Tras el desarrollo de la mecánica cuántica, se propusieron dos teorías básicas para proporcionar una descripción cuántica del enlace químico: la teoría del enlace de valencia (VB) y la teoría del orbital molecular (MO) . Una descripción cuántica más reciente [ 19 ] se presenta en términos de contribuciones atómicas a la densidad de estados electrónicos.

Comparación de las teorías VB y MO

Las dos teorías representan dos maneras de construir la configuración electrónica de la molécula. [ 20 ] Para la teoría del enlace de valencia, los orbitales híbridos atómicos se llenan primero con electrones para producir una configuración de valencia completamente enlazada, seguida de una combinación lineal de las estructuras contribuyentes ( resonancia ) si hay varias de ellas. En cambio, para la teoría de orbitales moleculares, primero se realiza una combinación lineal de orbitales atómicos , seguida del llenado de los orbitales moleculares resultantes con electrones. [ 8 ]

Ambos enfoques se consideran complementarios, y cada uno aporta sus propias perspectivas sobre el problema del enlace químico. Dado que la teoría del enlace de valencia construye la función de onda molecular a partir de enlaces localizados, resulta más adecuada para el cálculo de energías de enlace y la comprensión de mecanismos de reacción . En cambio, la teoría de los orbitales moleculares construye la función de onda molecular a partir de orbitales deslocalizados, resulta más adecuada para el cálculo de energías de ionización y la comprensión de bandas de absorción espectral . [ 21 ]

A nivel cualitativo, ambas teorías contienen predicciones incorrectas. La teoría simple del enlace de valencia (Heitler-London) predice correctamente la disociación de moléculas diatómicas homonucleares en átomos separados, mientras que la teoría simple de orbitales moleculares (Hartree-Fock) predice incorrectamente la disociación en una mezcla de átomos e iones. Por otro lado, la teoría simple de orbitales moleculares predice correctamente la regla de aromaticidad de Hückel , mientras que la teoría simple del enlace de valencia predice incorrectamente que el ciclobutadieno tiene mayor energía de resonancia que el benceno. [ 22 ]

Aunque las funciones de onda generadas por ambas teorías a nivel cualitativo no coinciden ni se ajustan a la energía de estabilización experimental, pueden corregirse mediante la interacción de configuraciones . [ 20 ] Esto se logra combinando la función covalente de enlace de valencia con las funciones que describen todas las posibles estructuras iónicas, o combinando la función del estado fundamental del orbital molecular con las funciones que describen todos los posibles estados excitados utilizando orbitales desocupados. De este modo, se observa que el enfoque simple de orbitales moleculares sobreestima el peso de las estructuras iónicas, mientras que el enfoque simple de enlace de valencia las ignora. Esto también puede describirse como que el enfoque simple de orbitales moleculares ignora la correlación electrónica, mientras que el enfoque simple de enlace de valencia la sobreestima. [ 20 ]

Los cálculos modernos en química cuántica suelen partir de un enfoque de orbitales moleculares (aunque a la larga lo superan con creces) en lugar de un enfoque de enlaces de valencia. Esto se debe no a una superioridad intrínseca del primer enfoque, sino a que el enfoque de orbitales moleculares se adapta con mayor facilidad a los cálculos numéricos. Los orbitales moleculares son ortogonales, lo que aumenta significativamente la viabilidad y la velocidad de los cálculos computacionales en comparación con los orbitales de enlaces de valencia no ortogonales.

Covalencia derivada de la contribución atómica a la densidad electrónica de estados

La evaluación de la covalencia del enlace depende del conjunto de bases para métodos químico-cuánticos aproximados como COOP (población de solapamiento de orbitales cristalinos), [ 23 ] COHP (población de Hamilton de orbitales cristalinos), [ 24 ] y BCOOP (población de solapamiento de orbitales cristalinos balanceados). [ 25 ] Para superar este problema, se puede proporcionar una formulación alternativa de la covalencia del enlace de esta manera.

El centro de masasdometro(norte,l,metrol,metros){\displaystyle cm(n,l,m_{l},m_{s})}de un orbital atómico|norte,l,metrol,metros⟩,{\displaystyle |n,l,m_{l},m_{s}\rangle,}con números cuánticosnorte,{\displaystyle n,}⁠ ⁠l,{\displaystyle l,}⁠ ⁠metrol,{\displaystyle m_{l},}⁠ ⁠metros,{\displaystyle m_{s},}para el átomo A se define como

dometroA(norte,l,metrol,metros)=∫mi0mi1migramo|norte,l,metrol,metros⟩A(mi)dmi∫mi0mi1gramo|norte,l,metrol,metros⟩A(mi)dmi{\displaystyle cm^{\mathrm {A} }(n,l,m_{l},m_{s})={\frac {\int \limits _{E_{0}}\limits ^{E_{1}}Eg_{|n,l,m_{l},m_{s}\rangle }^{\mathrm {A} }(E)dE}{\int \limits _{E_{0}}\limits ^{E_{1}}g_{|n,l,m_{l},m_{s}\rangle }^{\mathrm {A} }(E)dE}}}

dóndegramo|norte,l,metrol,metros⟩A(mi){\displaystyle g_{|n,l,m_{l},m_{s}\rangle }^{\mathrm {A} }(E)}es la contribución del orbital atómico|norte,l,metrol,metros⟩{\displaystyle |n,l,m_{l},m_{s}\rangle }del átomo A a la densidad total de estados electrónicosgramo(mi){\displaystyle g(E)}del sólido

gramo(mi)=∑A∑norte,l∑metrol,metrosgramo|norte,l,metrol,metros⟩A(mi){\displaystyle g(E)=\sum _{\mathrm {A} }\sum _{n,l}\sum _{m_{l},m_{s}}{g_{|n,l,m_{l},m_{s}\rangle }^{\mathrm {A} }(E)}}

donde la suma externa recorre todos los átomos A de la celda unitaria. La ventana de energía[mi0,mi1]{\displaystyle [E_{0},E_{1}]}Se elige de forma que abarque todas las bandas relevantes que participan en el enlace. Si el rango a seleccionar no está claro, se puede identificar en la práctica examinando los orbitales moleculares que describen la densidad electrónica junto con el enlace considerado.

La posición relativadonorteAlA,norteBlB{\displaystyle C_{n_{\mathrm {A} }l_{\mathrm {A} },n_{\mathrm {B} }l_{\mathrm {B} }}}del centro de masas de|norteA,lA⟩{\displaystyle |n_{\mathrm {A} },l_{\mathrm {A} }\rangle }niveles del átomo A con respecto al centro de masa de|norteB,lB⟩{\displaystyle |n_{\mathrm {B} },l_{\mathrm {B} }\rangle }Los niveles del átomo B se dan como

donorteAlA,norteBlB=−|dometroA(norteA,lA)−dometroB(norteB,lB)|{\displaystyle C_{n_{\mathrm {A} }l_{\mathrm {A} },n_{\mathrm {B} }l_{\mathrm {B} }}=-\left|cm^{\mathrm {A} }(n_{\mathrm {A} },l_{\mathrm {A} })-cm^{\mathrm {B} }(n_{\mathrm {B} },l_{\mathrm {B} })\right|}

donde se suman las contribuciones de los números cuánticos magnéticos y de espín. Según esta definición, la posición relativa de los niveles A con respecto a los niveles B es

doA,B=−|dometroA−dometroB|{\displaystyle C_{\mathrm {A,B} }=-\left|cm^{\mathrm {A} }-cm^{\mathrm {B} }\right|}

donde, por simplicidad, podemos omitir la dependencia del número cuántico principal .norte{\displaystyle n}en la notación que hace referencia adonorteAlA,norteBlB.{\displaystyle C_{n_{\mathrm {A} }l_{\mathrm {A} },n_{\mathrm {B} }l_{\mathrm {B} }}.}⁠

En este formalismo, cuanto mayor sea el valor de ⁠doA,B,{\displaystyle C_{\mathrm {A,B} },}Cuanto mayor sea la superposición de las bandas atómicas seleccionadas, y por lo tanto la densidad electrónica descrita por esos orbitales, mayor será el enlace A−B covalente . La cantidaddoA,B{\displaystyle C_{\mathrm {A,B} }}⁠ se denota como la covalencia del enlace A−B , que se especifica en las mismas unidades de energía ⁠mi{\displaystyle E}⁠ .

Efecto análogo en sistemas nucleares

Se cree que un efecto análogo al enlace covalente ocurre en algunos sistemas nucleares, con la diferencia de que los fermiones compartidos son quarks en lugar de electrones. [ 26 ] La sección eficaz de dispersión protón - protón de alta energía indica que el intercambio de quarks u o d es el proceso dominante de la fuerza nuclear a corta distancia. En particular, predomina sobre la interacción de Yukawa, donde se intercambia un mesón . [ 27 ] Por lo tanto, se espera que el enlace covalente por intercambio de quarks sea el mecanismo dominante del enlace nuclear a corta distancia cuando los hadrones ligados tienen quarks de covalencia en común. [ 28 ]

Véase también

Referencias

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Fuentes

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