El enlace covalente y la formación de moléculas
Cuando abres una llave sale agua, y esa agua está hecha de moléculas de $\text{H}_2\text{O}$. Ahí no hay metales que regalen electrones a nadie: los tres átomos son no metales y todos quieren electrones. ¿Cómo se mantienen unidos sin que ninguno "gane" la pelea? La respuesta es que los comparten.
Compartir en vez de transferir
En el enlace iónico, un metal le entrega electrones a un no metal. Pero cuando dos no metales se encuentran, ninguno cede con facilidad: los dos tienden a atraer electrones. La solución es compartir.
¿Por qué los mantiene unidos? Los electrones compartidos quedan entre los dos núcleos. Cada núcleo (positivo) atrae a esos electrones (negativos), y esa atracción eléctrica une a los átomos. Al mismo tiempo, los núcleos se repelen entre sí y los electrones también; el enlace se forma en la distancia donde las atracciones superan a las repulsiones.
Define qué es un enlace covalente. Indica entre qué tipo de elementos se forma normalmente y qué ocurre con los electrones de valencia de los átomos que se unen.
Define qué es un enlace covalente. Indica entre qué tipo de elementos se forma normalmente y qué ocurre con los electrones de valencia de los átomos que se unen.
Electrones de valencia y número de enlaces
Cada átomo comparte hasta completar ocho electrones en su capa de valencia (regla del octeto). El hidrógeno es la excepción: se conforma con dos.
Como cada enlace compartido aporta un electrón por átomo, el número de enlaces que suele formar es lo que le falta para completar su capa:
| Átomo | Electrones de valencia | Le faltan | Enlaces típicos |
|---|---|---|---|
| H | 1 | 1 (para 2) | 1 |
| C | 4 | 4 | 4 |
| N | 5 | 3 | 3 |
| O | 6 | 2 | 2 |
| F, Cl | 7 | 1 | 1 |
Indica cuántos electrones de valencia tiene cada átomo (hidrógeno, carbono, nitrógeno y oxígeno) y cuántos enlaces covalentes suele formar para completar su capa de…
Indica cuántos electrones de valencia tiene cada átomo (hidrógeno, carbono, nitrógeno y oxígeno) y cuántos enlaces covalentes suele formar para completar su capa de valencia.
Estructuras de Lewis
Una estructura de Lewis dibuja los electrones de valencia como puntos (o rayas). Un par compartido se escribe como una raya entre los átomos; un par no compartido (par libre) queda sobre un átomo.
Otros ejemplos con un solo enlace o con pares libres:
-
$\text{Cl}_2$: cada Cl tiene 7 electrones de valencia, necesita 1. Comparten 1 par, y cada Cl conserva 3 pares libres.
-
$\text{NH}_3$: el N forma 3 enlaces con 3 H y conserva 1 par libre. Total: $5 + 3 = 8$ electrones, 4 pares.
Dibuja la estructura de Lewis de la molécula de agua, $\text{H}2\text{O}$. Señala cuántos pares de electrones compartidos y cuántos pares no compartidos tiene el átomo…
Dibuja la estructura de Lewis de la molécula de agua, $\text{H}_2\text{O}$. Señala cuántos pares de electrones compartidos y cuántos pares no compartidos tiene el átomo de oxígeno.
Representa con estructuras de Lewis las moléculas de cloro, $\text{Cl}2$, y de amoníaco, $\text{NH}3$. Para cada una, indica cuántos pares de electrones se comparten y…
Representa con estructuras de Lewis las moléculas de cloro, $\text{Cl}_2$, y de amoníaco, $\text{NH}_3$. Para cada una, indica cuántos pares de electrones se comparten y cuántos pares quedan sin compartir en cada átomo.
Enlaces dobles y triples
A veces un solo par compartido no basta para que todos completen el octeto. Entonces se comparten dos pares (enlace doble, $=$) o tres pares (enlace triple, $\equiv$).
Así Matías tiene razón: en el $\text{N}_2$ cada nitrógeno necesita 3 electrones más, y la única forma de conseguirlos con un átomo idéntico es compartir tres pares. Las fuerzas eléctricas son las mismas de siempre: los dos núcleos atraen a los 6 electrones compartidos (atracción), y núcleos entre sí y electrones entre sí se repelen.
En la molécula de dióxido de carbono, $\text{CO}2$, el carbono se une a dos átomos de oxígeno. Dibuja su estructura de Lewis, indica qué tipo de enlaces (simples, dobles…
En la molécula de dióxido de carbono, $\text{CO}_2$, el carbono se une a dos átomos de oxígeno. Dibuja su estructura de Lewis, indica qué tipo de enlaces (simples, dobles o triples) hay entre los átomos y comprueba que cada átomo completa ocho electrones en su capa de valencia.
Matías dice que en la molécula de nitrógeno, $\text{N}2$, los átomos deben compartir tres pares de electrones. Explica por qué tiene razón, usando el número de…
Matías dice que en la molécula de nitrógeno, $\text{N}_2$, los átomos deben compartir tres pares de electrones. Explica por qué tiene razón, usando el número de electrones de valencia del nitrógeno, y dibuja la estructura de Lewis. Describe también qué fuerzas eléctricas mantienen unidos a los dos átomos.
Moléculas con más átomos y el contraste con el enlace iónico
Para moléculas más grandes, como el ácido nítrico $\text{HNO}_3$ (un compuesto ternario), se sigue el mismo método: contar electrones, unir según se indica y repartir lo que sobra.
Iónico frente a covalente
| NaCl (iónico) | HCl (covalente) | |
|---|---|---|
| Elementos | metal + no metal | no metal + no metal |
| Electrones | Na los cede, Cl los gana | se comparten un par |
| Partículas | iones $\text{Na}^+$ y $\text{Cl}^-$ | moléculas |
| Fuerza que une | atracción entre iones de carga opuesta | atracción de los núcleos hacia el par compartido |
En ambos casos hay atracciones y repulsiones eléctricas. En NaCl, la atracción entre cargas opuestas supera a las repulsiones entre cargas iguales. En HCl, los núcleos atraen al par compartido entre ellos, y esa atracción vence a la repulsión entre los núcleos.
El ácido nítrico, $\text{HNO}3$, es un compuesto covalente ternario. Considera que el hidrógeno se une a un oxígeno, y que este se une al nitrógeno, el cual a su vez se…
El ácido nítrico, $\text{HNO}_3$, es un compuesto covalente ternario. Considera que el hidrógeno se une a un oxígeno, y que este se une al nitrógeno, el cual a su vez se une a otros dos oxígenos. Propón una estructura de Lewis razonable para la molécula, indicando los enlaces simples y dobles, y verifica que se cuenten correctamente todos los electrones de valencia disponibles.
Compara la formación del cloruro de sodio, $\text{NaCl}$, con la del cloruro de hidrógeno, $\text{HCl}$. Argumenta por qué en un caso los átomos transfieren electrones y…
Compara la formación del cloruro de sodio, $\text{NaCl}$, con la del cloruro de hidrógeno, $\text{HCl}$. Argumenta por qué en un caso los átomos transfieren electrones y en el otro los comparten, considerando si los elementos son metales o no metales, y describe cómo actúan las fuerzas eléctricas de atracción y repulsión en cada situación.
Vuelve al principio: en el agua, el oxígeno y los dos hidrógenos son no metales; ninguno cede, así que comparten pares. El oxígeno forma 2 enlaces y queda con 2 pares libres.