Enlace Covalente: Estructura, Tipos y Propiedades

Enlace Covalente (No Metal + No Metal)

El enlace covalente es la unión entre átomos no metálicos, ya sean iguales o distintos, donde se comparten electrones para completar la capa de valencia. Ejemplos incluyen diamante, cuarzo, oxígeno, agua, metano y CO₂.

Estructura del Enlace

• Los orbitales semillenos de cada átomo se completan con orbitales semillenos de otro átomo. El orbital formado se denomina orbital molecular y forma parte de dos átomos a la vez.
• Cada par de electrones compartidos forma un orbital molecular.
• Dos átomos pueden compartir un par de electrones (enlaces sencillos), dos pares (enlace doble) o tres pares (enlace triple).
• Estructuras de Lewis: Representación de la molécula en la que se indican los pares compartidos o no compartidos entre los átomos.

Tipos de Compuestos Covalentes

• Sólidos Covalentes: No forman moléculas, sino redes covalentes compuestas por muchos átomos unidos por enlaces covalentes. Son sólidos muy duros, como el diamante.
• Sustancias Moleculares: Forman moléculas de pocos átomos, unidas entre sí por enlaces intermoleculares, que son mucho más débiles. Un ejemplo es el agua.

Polaridad

La polaridad es la distribución de las cargas positivas y negativas en una molécula.

• Molécula Polar: Distribución asimétrica de las cargas. Ejemplos: H₂O, NH₃, HCl.
• Molécula No Polar: Distribución simétrica de las cargas. Ejemplos: CH₄, CO₂, O₂, N₂.

Geometría Molecular

La forma de las moléculas influye en su polaridad y, a su vez, en el tipo de enlace intermolecular.

• Geometría Lineal: CO₂, alquinos (-C≡C-, C₂H₂).
• Geometría Trigonal: BH₃, alquenos (>C=C<, C₂H₄).
• Geometría Tetraédrica: CH₄, alcanos (≥C-C≤, C₂H₆).
• Geometría Piramidal: NH₃, aminas (-NH₂).
• Geometría Angular: H₂O, SO₂, alcoholes (-OH).

Propiedades de los Compuestos Covalentes

Cristales Covalentes

• Dureza muy alta.
• Frágiles.
• Punto de fusión muy alto.
• No conductores.

Sustancias Moleculares

Las propiedades dependen del enlace intermolecular.

• Puntos de ebullición muy bajos: gases o líquidos a temperatura ambiente.
• Buena solubilidad de las moléculas polares en disolventes polares y de las moléculas no polares en disolventes no polares.
• Mala conductividad eléctrica.

Enlaces Intermoleculares

Interacciones entre moléculas polares y no polares.

Enlaces de Van der Waals

Enlace Dipolo-Dipolo

• Entre moléculas polares. Ejemplos: HCl, SO₂.
• Estructura: Enlace entre moléculas polares.
• Enlace relativamente débil. Puntos de fusión bajos.

Enlace de Dispersión

• Entre moléculas no polares. Ejemplos: O₂, CO₂, CH₄.
• Estructura: Enlace entre moléculas no polares. La polarización instantánea y aleatoria de una molécula induce una polarización temporal en las moléculas vecinas.
• Enlace muy débil. Puntos de fusión muy bajos. Gases hasta muy baja temperatura.

Enlace de Puente de Hidrógeno

• Entre moléculas muy polares. Ejemplos: H₂O, NH₃, HF, R-OH.
• Estructura: Unión entre moléculas que contienen H y N, O o F.
• Es un enlace débil pero más intenso que los enlaces de Van der Waals.
• Puntos de fusión más altos que el resto de enlaces intermoleculares.