Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

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Enlace covalente y sus características


El enlace covalente es uno de los conceptos fundamentales clave para entender la química y la estructura de las moléculas. En esta explicación integral, exploraremos la formación de enlaces covalentes, sus características, tipos y significado. Al final de esta lección, los lectores deberían tener una comprensión clara de cómo los enlaces covalentes contribuyen a la compleja estructura de la química.

Introducción al enlace covalente

El enlace covalente es un enlace químico que implica el compartimiento de pares de electrones entre átomos. Estos pares de electrones, conocidos como pares compartidos o pares de enlace, permiten a los átomos lograr una configuración electrónica estable. La estabilidad lograda a través del enlace covalente generalmente se caracteriza por la obtención de una configuración electrónica de gas noble.

H₂ (molécula de hidrógeno) es el ejemplo más simple de un enlace covalente, donde dos átomos de hidrógeno comparten un par de electrones para lograr estabilidad.

H • + • H → H:H o H₂

En la figura anterior, vemos dos átomos de hidrógeno, cada uno de los cuales tiene inicialmente un electrón. Al compartir sus electrones, forman un enlace covalente que lleva a una molécula neutra con un par de electrones compartidos.

Características de los enlaces covalentes

1. Naturaleza direccional

Los enlaces covalentes tienen una dirección específica entre los átomos enlazados. Esta propiedad direccional lleva a la formación de formas y estructuras específicas de moléculas.

2. Longitud y energía del enlace

La longitud del enlace es la distancia entre los núcleos de dos átomos enlazados. La energía del enlace es la cantidad de energía necesaria para romper el enlace entre dos átomos. Generalmente, los enlaces más fuertes tienen longitudes de enlace más cortas y mayores energías de enlace.

Ejemplo: Longitud y energía del enlace

O=O (molécula de oxígeno): Longitud del enlace = 121 pm, Energía del enlace = 498 kJ/mol CH (metano): Longitud del enlace = 109 pm, Energía del enlace = 413 kJ/mol

3. Enlaces covalentes polares y no polares

El compartimiento de electrones en los enlaces covalentes no siempre es igual. Esto conduce a dos categorías:

  • Enlace covalente no polar: Los electrones se comparten equitativamente.
  • Enlace covalente polar: Los electrones se comparten de manera desigual, lo que lleva a una distribución de carga parcial.

Un ejemplo de un enlace covalente no polar se encuentra en Cl₂, donde los dos átomos de cloro comparten los electrones de manera equitativa. Un ejemplo de un enlace covalente polar es en H₂O, donde los electrones compartidos pasan más tiempo alrededor del oxígeno que del hidrógeno.

Tipos de enlaces covalentes

1. Enlace covalente simple

Un enlace covalente simple implica el compartimiento de un par de electrones entre dos átomos.

Ejemplo: H₂ H: H → Enlace simple
H H

2. Enlace covalente doble

Un enlace covalente doble se forma cuando dos pares de electrones son compartidos entre dos átomos.

Ejemplo: O₂ O::O → Enlace doble
O O

3. Enlace covalente triple

Los átomos también pueden compartir tres pares de electrones, formando un enlace covalente triple.

Ejemplo: N₂ N≡N → Enlace triple
N N

Importancia de los enlaces covalentes

Los enlaces covalentes son importantes en la formación de muchos compuestos y materiales. Son fundamentales en la estructura de moléculas orgánicas como carbohidratos, proteínas y ácidos nucleicos. Comprender los enlaces covalentes es útil para predecir la forma y la reactividad de una molécula.

Tamaños de las moléculas

La geometría molecular está determinada por la disposición de los enlaces covalentes y los pares solitarios. Aquí hay algunas geometrías comunes:

  • Lineal: ángulo de enlace de 180° (por ejemplo, CO₂)
  • Tetraédrica: ángulo de enlace 109.5° (por ejemplo, CH₄)
  • Trigonal plana: ángulo de enlace 120° (por ejemplo, BF₃)
  • Angular: ángulo de enlace menor a 120° o 109.5° dependiendo del número de pares solitarios (por ejemplo, H₂O)

El proceso de formación de enlaces covalentes

Los enlaces covalentes se forman cuando átomos con electronegatividades similares comparten electrones. Algunos mecanismos típicos para formar enlaces covalentes son los siguientes:

1. Superposición de orbitales atómicos

Los orbitales de diferentes átomos se superponen para formar un par compartido de electrones. La superposición puede ocurrir de diferentes maneras, resultando en la formación de enlaces sigma (σ) y pi (π).

Ejemplo: La formación del eteno (C₂H₄) involucra enlaces σ y π. H₂C=CH₂

2. Estructuras de Lewis

Las estructuras de Lewis nos ayudan a visualizar la disposición de los electrones de valencia en las moléculas y la formación de enlaces covalentes. A continuación se muestra un ejemplo para el agua (H₂O):

H:O:H

Cada línea representa un par compartido de electrones.

3. Teoría del enlace de valencia

Esta teoría explica cómo los átomos, mediante hibridación de orbitales, comparten pares de electrones para formar enlaces estables, lo que lleva a una geometría molecular definida. La hibridación implica la mezcla de orbitales s y p para explicar la forma de una molécula.

Propiedades afectadas por los enlaces covalentes

Los enlaces covalentes afectan significativamente las propiedades físicas de las sustancias. Aquí hay algunas propiedades clave:

1. Punto de fusión y punto de ebullición

Las sustancias con enlaces covalentes generalmente tienen puntos de fusión y ebullición más bajos que los compuestos iónicos, porque las interacciones del enlace covalente (a menos que sea un sólido de red como el diamante) son más débiles que las interacciones iónicas.

2. Conductividad eléctrica

Las moléculas unidas covalentemente generalmente no conducen electricidad en estado sólido o líquido, porque no contienen iones o electrones libres. Una excepción es cuando los compuestos covalentes como el grafito contienen electrones deslocalizados.

3. Solubilidad

Los compuestos covalentes muestran diferente comportamiento de solubilidad. Los compuestos covalentes no polares se disuelven en solventes no polares, mientras que los compuestos covalentes polares pueden disolverse en agua o en solventes polares.

Casos especiales de enlace covalente

1. Enlace covalente coordinado

En un enlace covalente coordinado, ambos electrones del par compartido provienen del mismo átomo. Este tipo de enlace también se llama enlace dativo. Un ejemplo de esto es la formación del ion amonio (NH₄⁺), donde el átomo de nitrógeno dona un par de electrones para enlazarse con un protón.

NH₃ + H⁺ → NH₄⁺

2. Estructuras de resonancia

En ocasiones, una molécula se puede representar mediante dos o más estructuras de Lewis válidas. Este fenómeno se llama resonancia. El ejemplo clásico es el ozono (O₃):

O::O–O ↔ O–O::O

En las estructuras de resonancia, la estructura real es una mezcla de todas las estructuras posibles, resultando en características de enlace que son intermedias entre las características mostradas por las formas de resonancia.

Conclusión

El enlace covalente es un concepto fundamental en química, permitiendo la construcción de una amplia gama de moléculas esenciales para la vida y los materiales. Al comprender la naturaleza y las características de los enlaces covalentes, los estudiantes y los científicos pueden predecir el comportamiento químico y las reacciones, allanando el camino para avances en una variedad de campos, incluyendo la farmacología, la ciencia de materiales y la bioquímica. A medida que continuamos explorando las complejidades de las interacciones covalentes, ganamos una apreciación más profunda por los fundamentos moleculares del mundo que nos rodea.


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Enlace covalente y sus características

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