enlace covalente

A diferencia del iónico, que se forma por atracción electrostática, el enlace covalente se forma por compartición de electrones entre los átomos que forman la molécula. La diferencia de electronegatividad entre los átomos varía desde cero hasta valores que en ningún caso permiten la transferencia completa de los electrones. Cada átomo tiende a adquirir la configuración electrónica de gas noble, compartiendo electrones entre átomos de características similares. En 1916, Lewis resaltó que los gases nobles eran muy poco reactivos debido a que su configuración electrónica era muy estable, y sugirió que los átomos pueden adquirir estabilidad compartiendo electrones con otros átomos, formando enlaces mediante pares de electrones, y adquiriendo así estructuras similares a las de los gases nobles.
He 1s2
Ne 1s2 2s2 2p6
Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Kr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
Xn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
Los átomos se combinan entre sí compartiendo pares de electrones. Atendiendo al número de pares de electrones compartidos se generarán enlaces simples, dobles o triples. Las parejas de electrones que no forman enlace se llaman pares electrónicos no compartidos.
Pasos para realizar la estructura de Lewis:

• Dibujar el esqueleto molecular uniendo los átomos por enlaces sencillos.
• Contar los electrones de valencia de todos los átomos de la molécula. Si el átomo es un anión deber sumarse su carga al número total de electrones. Si se trata de un catión se restará del total.
• Restar dos electrones por cada enlace sencillo dibujado según la regla 1 y distribuir el resto como pares electrónicos no compartidos, de modo que cada átomo, si es posible, reciba ocho átomos.

Existen moléculas para las que se pueden realizar varias representaciones similares de su estructura, estas estructuras se llaman resonantes y se caracterizan por ser intercambiables entre sí por movimientos de pares de electrones manteniendo los núcleos fijos. Finalmentalmente se ha comprobado que en la molécula de CO2 todos los enlaces entre carbono y oxígeno son iguales. Si una de las estructuras resonantes fuese la verdadera las longitudes de los enlaces serían distintas, ya que los enlaces dobles son más cortos que los sencillos. La estructura real se aproxima a una media de todas las estructuras resonantes, dando lugar a lo que se llama un híbrido de resonancia. Hay ciertas normas que nos permiten saber en caso de duda, cual de las posibles estructuras resonantes es la más estable:

• Será más estable la estructura con mayor número de octetes.
• Será más estable aquella estructura que admita la colocación de las cargas de acuerdo con la electronegatividad de los átomos (las cargas positivas en los más electronegativos y las negativas en los menos electronegativos).
• Será más estable la estructura en la que la separación de las cargas sea menor.

En las estructuras realizadas según el modelo de Lewis para moléculas que contienen C, O, N y F se cumple la regla del octete, pero existen casos en los que esta regla no se cumple.

• Cuando la molécula tiene un número impar de electrones.
• Que en la molécula haya átomos que puedan mantener octetes incompletos.
• Que en la molécula hay elementos con octetes expandidos (elementos con orbitales d cuya energía está próxima a la de los orbitales p, y que por tanto pueden albergar más de ocho electrones).

Parámetros del enlace covalente:
Hay tres parámetros básicos que influyen en la formación de los enlaces:

• Energía de enlace: la que se pone en juego en el proceso siguiente 

X2(g) ----- 2X(g)   Hd   con H= 436 kJ/mol

• Energía de disociación: está determinada por la fuerza del enlace y se calcula por medio de ciclos termodinámicos experimentales (energías promedio)

 C-C   348 kJ/mol
C=C   612 kJ/mol
CC   837 kJ/mol

• Longitud de enlace: es la distancia promedio entre los núcleos de dos átomos enlazados.

 C-H   1’09 A
C-C   1’54 A
C=C   1’34 A
CC   1’20 A
Además también hay que tener en cuenta la polaridad, que es el carácter iónico de un enlace covalente (diferencia de electronegatividades entre los átomos enlazados). Los valores de la polaridad influyen en las energías de enlace y disociación, así como en la longitud de enlace.
Teoría de la repulsión de los pares electrónicos en la capa de valencia . Las estructuras de Lewis dan información sobre la configuración electrónica de una molécula. En función de ello se pueden explicar de manera cualitativa, las fuerzas, las longitudes de enlace, y algo de la reactividad de la molécula. Pero no nos dice nada de su geometría, la cual es responsable de muchas propiedades físicas y químicas. La TRPECV resulta muy adecuada para explicar la geometría molecular. Para ello deben seguirse tres pasos:

• Escribir la estructura de Lewis
• Contar el número de pares electrónicos que rodean al átomo central. Luego se predicen las distancias espaciales de manera que las repulsiones sean mínimas.
• Se predicen los ángulos de enlace sabiendo que las repulsiones entre pares libres son mayores que las repulsiones entre pares libres y enlazantes, y estas a su vez son mayores que las repulsiones entre pares enlazantes.

Polaridad y geometría:
En moléculas diatómicas (con los dos átomos iguales) sabemos que el momento polar  es igual a cero.
En las moléculas poliatómicas la polaridad depende de la electronegatividad de los átomos y también de la geometría de la molécula, ya que la polaridad molecular es la suma vectorial de los  de cada enlace.
La teoría de Lewis del enlace químico y su generalización, la TRPECV, nos hablan de un enlace químico en le que el par de electrones del enlace se localiza entre dos átomos. Sin embargo sabemos que los electrones no se encuentran en posiciones concretas, sino en unas zonas definidas por los orbitales atómicos. La teoría de la hibridación intenta combinar el modelo de enlace de Lewis con el modelo de orbital atómico. Se basa en dos ideas fundamentales:

• El enlace químico se forma por solapamiento de orbitales atómicos y en el orbital resultante se pueden alojar dos electores.
• Los orbitales atómicos antes de solaparse para formar un enlace se combinan entre sí para dar lugar a orbitales híbridos y conseguir así un solapamiento máximo.

Si nos fijamos en la configuración electrónica del berilio no podemos explicar la formación de la molécula de BeH2, ya que el Be, con Z= 4 y configuración 1s2 2s2, no tiene electrones desapareados, por tanto no debería poder combinarse. La explicación es bien sencilla. Si excitamos un electrón desde el orbital 2s al 2p la configuración electrónica del Be será 1s2 2s1 2p1, así hay dos electrones desapareados para formar enlaces. Existen moléculas para las que ni la teoría de Lewis ni la teoría de hibridación dan una explicación satisfactoria. Según esto todos los electrones están apareados y la molécula debería ser diamagnética (sin carga). Sin embargo, el O2 es paramagnético (el oxígeno líquido es azul pálido y se adhiere a los polos de un imán). Esto contradice la teoría de Lewis. La moderna teoría de enlace químico se estableció con el desarrollo de la teoría cuántica, y permite explicar estos fenómenos. Los enlaces  y  son el paso intermedio entre las ideas de Lewis de un par electrónico localizado y la moderna teoría de enlace. En términos mecanocuánticos se considera que el enlace se forma por solapamiento de los orbitales moleculares. La aproximación de orbital molecular incluye tres operaciones básicas:

• Los orbitales atómicos se combinan entre sí para dar lugar a orbitales moleculares característicos de la molécula como un todo. El número de orbitales moleculares formados es igual al número de orbitales atómicos que se combinan.
• Los orbitales moleculares se ordenan por en capas de energías crecientes.
• Los electrones de valencia de la molécula se distribuyen entre los orbitales moleculares disponibles. Las reglas para esto son:Cada orbital puede alojar dos electrones como máximo.Los electrones van siempre al orbital disponible de menor energía.Se cumple la regla de Hund: Cuando hay dos orbitales de la misma energía y dos electrones por distribuir se coloca un electrón en cada orbital, obteniendo dos orbitales semillenos.

La molécula más simple (H2), según esta teoría, los orbitales atómicos 1s de cada átomo se combinan entre sí para dar lugar a dos unidades moleculares.
Cuando los orbitales atómicos se combinan de manera que se consigue una distribución de electrones de mínima energía, se dice que se ha conseguido un solapamiento constructivo que conduce a la formación del enlace, ya que se consigue una situación de menor energía que la de partida. Cuando dos orbitales atómicos 1s se combinan de este modo se obtiene un orbital molecular 1s.
Existe una segunda combinación de orbitales 1s llamada combinación destructiva, ya que los orbitales se combinan con signo opuesto, lo que da lugar a un orbital molecular antienlazante 1s* en el que densidad de electrones es máxima en los extremos. Los orbitales moleculares se distribuyen en orden creciente de energía. En el caso del H2 hay dos electrones de valencia que se sitúan en el orbital 1s.
Orden de enlace: El orden de enlace de una molécula se obtiene restando el número de electrones en orbitales enlazantes menos el número de electrones en orbitales no enlazantes, todo ello dividido por 2. El resultado nos da el número de enlaces neto.
La combinación de dos orbitales 2s da lugar a dos orbitales moleculares 2s y 2s*.
La combinación de dos orbitales atómicos px da lugar a dos orbitales moleculares , es decir orbitales con simetría en torno al eje X. La combinación de orbitales se produce por solapamiento frontal. Sin embargo cuando se combinan dos orbitales py ó pz el solapamiento es lateral, o sea, que la densidad electrónica no es simétrica.