Test Method

Se forma cuando interactúan dos no metales. Los no metales en general tienden a ganar electrones y no a cederlos por lo cual, al juntarse dos no metales, no se produce una transferencia sino se comparten pares de electrones tal que cada átomo complete su capa de valencia.

Tipos de enlace covalente

Algunos no metales son más electronegativos que otros por lo cual la compartición de electrones puede no ser equitativa. Así al enlazarse dos no metales de diferente electronegatividad, el más electronegativo atraerá para sí a los electrones compartidos con más fuerza, generando un grado de polaridad en el enlace. Por ello los enlaces covalentes pueden ser clasificados en: enlace covalente apolar (E.C.A.) o en enlace covalente polar (E.C.P.).

También se puede clasificar por el número de pares de electrones compartidos: si se comparte un par de electrones el enlace es simple, con dos pares es doble y con tres pares de electrones es triple.

Enlace covalente apolar (E.C.A.)

Ocurre cuando se enlazan dos no metales iguales o de electronegatividad (X) muy similar que tengan un diferencia de hasta 0,4 en la escala de Pauling (X0,4). La distribución de electrones es equitativa alrededor de ambos átomos. Las moléculas diatómicas H2, Cl2, O2, N2, y F2 son ejemplos típicos de este tipo de enlace.

Ejemplos

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Enlace covalente polar (E.C.P.)

Ocurre cuando se enlazan dos no metales de diferente electronegatividad que tengan una diferencia mayor que 0,4 en la escala de Pauling (X>0,4). La distribución de electrones es desigual alrededor de ambos átomos creando zonas de densidad electrónica positiva y negativa, es decir polos. Las moléculas CO2, HF, HCl y H2O son ejemplos típicos de este tipo de enlace.

Ejemplos

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Comparación entre los enlaces iónico y covalente

Los enlaces presentan diferente polaridad: los enlaces covalentes apolares no presentan diferencias en la densidad electrónica, los enlaces covalentes polares en cambio presentan mayor densidad electrónica en el átomo más electronegativo generando polos y finalmente en el extremo de la escala se encuentra el enlace iónico que presenta átomos con carga llamados iones.

Esta diferencia en la polaridad, es decir en la estructura microscópica, dará lugar a diferentes interacciones entre las sustancias y por tanto diferencias en las propiedades físicas macroscópicas.

Algunos metales (por ejemplo del bloque p) suelen formar enlaces con carácter más similar al covalente que al iónico cuando interactúan con no metales.

Recordemos que la separación de los enlaces en iónicos y covalentes es teórica y es solo un modelo que nos permite explicar y predecir las propiedades de las sustancias. Por ello algunos autores califican a los enlaces como predominantemente iónico si la diferencia en la electronegatividad (X) entre los átomos es alta o predominantemente covalente si es baja. El límite para X es arbitrario y varía por autor.

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Polaridad de las moléculas

Las moléculas se pueden clasificar como moléculas polares o como moléculas no polares (llamadas también apolares).

Moléculas apolares

Las moléculas no polares son aquellas en las que coincide el centro de distribución de las cargas positivas y negativas. Todas las moléculas que tienen exclusivamente enlaces covalentes apolares se clasifican como moléculas apolares. Si presentan enlaces covalentes polares se tendrá en cuenta su geometría. Como ejemplos de moléculas apolares tenemos las moléculas diatómicas como F2, N2, y poliatómicas como el dióxido de carbono, CO2 y solventes como la gasolina, tolueno, xileno,

cloroformo y dioxano.

Observemos que a pesar que el dióxido de carbono CO2 tiene dos enlaces covalentes polares su disposición simétrica y perfectamente opuesta permite que el efecto de la polaridad de uno de los enlaces C-O se anule con el otro enlace C-O tal que la polaridad total sea nula.

Moléculas polares

Las moléculas polares llamadas también dipolos permanentes son aquellas en las que no coincide el centro de distribución de cargas positivas y el de las negativas. Las moléculas requieren tener al menos un enlace covalente polar y si tienen más de estos enlaces debe considerarse su geometría. Como ejemplos de moléculas polares tenemos las moléculas diatómicas como HCl, o HF y poliatómicas como el agua, H2O, la acetona CH3COCH3 y solventes como el DMSO (dimetilsulfóxido), la piridina, la formamida y la DMF (dimetilformamida).

A diferencia del CO2 en el cual ambos enlaces C-O con un ángulo de 180° anulaban mutuamente su polaridad, la geometría angular del agua hace que los enlaces O-H estén separados por un ángulo de 104,5° por lo cual no quedan perfectamente alineados y

opuestos y no se anula la polaridad. Por el contrario esta aumenta debido a la presencia de pares de electrones no enlazados en el oxígeno.

Las moléculas polares bajo la acción de un campo eléctrico tienden a orientarse en el sentido del campo mientras que las moléculas no polares, pueden volverse polares temporalmente inducidas por un campo eléctrico, pero el efecto es temporal y mucho más débil que en el caso de moléculas polares.

Una medida de la polaridad de una molécula es su momento dipolar y la constante dieléctrica.

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Geometría de las moléculas

Las moléculas pueden acomodar sus átomos adoptando diferentes formas geométricas. Si se trata de un átomo rodeado de 2, 3 o 4 átomos podría adoptar alguna de las formas indicadas, considerando el espacio que ocupan los pares de electrones no enlazados existentes.

De esa forma se explica porque el CO2 es lineal pero el H2Öes angular.

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ACTIVIDAD 1.3.3 .

Analiza la polaridad de las moléculas utilizando el concepto de

electronegatividad y simetría

1. Completa la tabla. Para cada par de átomos calcula su diferencia de electronegatividad X. Indica si el enlace es covalente polar o covalente apolar.

Enlace Electronegatividad _X Tipo de enlace C – H 2,5 2,1 0,4 Enlace Covalente Apolar Cl – H F – H S - O C - O S - H Br - Cl

2. Indica el tipo de enlace presente en las siguientes sustancias. En el caso de enlaces covalentes especifica si se trata de un enlace polar o apolar

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3. Dibuja las moléculas con la geometría correcta y responde:¿Por qué el CH2F2 es polar mientras que el CF4 es apolar?

4. Sobre el esquema coloca según sea el caso los pares de electrones libres, una flecha que indique la polaridad del enlace y una flecha indicando la polaridad de la molécula. Anota también el ángulo de enlace y la geometría a la que corresponde.

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1.3.4 Fuerzas de Van der Waals: dipolo-dipolo, dipolo inducido, puentes de