Este documento resume la teoría del enlace covalente. Explica que el enlace covalente se produce por la compartición de electrones entre átomos con electronegatividades similares. Describe las estructuras de Lewis, la teoría de hibridación de orbitales, la geometría molecular, y las fuerzas intermoleculares como la polaridad y las fuerzas de van der Waals.

1. TEMA 4.- ENLACE COVALENTE
1. TEORÍA DE LEWIS:
El ENLACE COVALENTE se establece cuando se combinan elementos con
electronegatividades altas y parecidos (elementos no metálicos). El enlace se
produce porque los átomos comparten electrones de su capa de valencia.
En 1916, Kossel y Lewis proponían que los elementos se combinan para dar
compuestos tratando de alcanzar la configuración electrónica de los gases
nobles (REGLA DEL OCTETO).
Los símbolos de Lewis fueron ideados por Lewis para aplicar su teoría. El
símbolo químico representa el núcleo y los electrones internos de un átomo.
Los puntos situados alrededor del símbolo representan a los electrones de
valencia.
Una ESTRUCTURA DE LEWIS es la combinación de símbolos de Lewis que
representan la transferencia (enlace iónico) o compartición (enlace covalente)
de electrones en el enlace químico.
La TEORÍA DE LEWIS APLICADA AL ENLACE COVALENTE determina el
número total de electrones de valencia de la estructura y permite identificar el
átomo o átomos centrales. Éste suele ser el átomo de electronegatividad
menor. El hidrógeno nunca es un átomo central.
Además, escribe el esqueleto de la estructura y une los átomos mediante
enlaces covalentes simples. Por cada enlace sencillo, descuenta dos electrones
de valencia. Con los electrones de valencia restantes, completa los octetos de
los átomos terminales (pares de electrones no compartidos).
Se deben colocar los electrones sobrantes en el átomo central. Si a algún
átomo central le falla un octeto, forma enlaces covalentes múltiples
transformando electrones de pares solitarios de los átomos terminales en
electrones de pares enlazantes.

2. CH4
H2CO
ENLACE DATIVO O COORDINADO
Para explicar la existencia de ciertas especies químicas, se debe considerar
enlaces en los cuales los dos electrones del enlace son aportados por el mismo
átomo. Este tipo de enlace se llama ENLACE COVALENTE COORDINADO o
DATIVO.
Para que se forme un enlace covalente dativo es necesario que exista un
átomo con un par de electrones sin compartir (especie dadora) y otro átomo
que puede aceptar un par de electrones (especie aceptora).
Se representa con una flecha que va desde el dador al aceptor.
EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO
a) Moléculas con un número impar de electrones: (ej.: NO)

3. b) Octetos incompletos: moléculas en las cuales el átomo central tiene menos
de un octeto (ej.: BF3)
c) Octeto expandido: moléculas en las cuales el átomo central tiene más de un
octeto (ej.: PCl5 y SF6)
FORMAS RESONANTES
En ciertas ocasiones la estructura de Lewis no describe correctamente las
propiedades de la molécula que representa.
Experimentalmente, el ozono, O3, tiene dos enlaces idénticos, mientras que en
la estructura de Lewis aparece un enlace doble (más corto) y uno sencillo (más
largo).

4. Para resolver esta discrepancia se escriben las dos posibles estructuras de
Lewis para representar la molécula de ozono.
Las estructuras resonantes sólo difieren en la distribución de los electrones, no
de los átomos. Ninguna de ellas proporciona una imagen exacta de lo que
ocurre; se considera que su comportamiento es intermedio entre todas ellas:
la especie en cuestión es un HÍBRIDO DE RESONANCIA de todas las formas
alternativas.
CARGA FORMAL
A veces, aún existiendo varias estructuras posibles para una molécula, algunas
tienen más peso que otras.
Las cargas formales permiten estimar cuál o cuáles serán predominantes.
La CARGA FORMAL de un átomo en una estructura de Lewis es la diferencia
entre el número de electrones de valencia de un átomo y el número de
electrones asignado en la estructura de Lewis (los electrones no compartidos y
la mitad de los electrones compartidos).
Para la molécula de CO2, existen varias estructuras de Lewis pero las que
tienen mayor peso son aquellas que implican menores cargas formales (más
próximo a cero).

5. 2. FUERZAS DE LOS ENLACES COVALENTES:
La fuerza del enlace covalente entre dos átomos se determina por la energía
que se requiere al romper esa unión.
La ENERGÍA DE DISOCIACIÓN o ENERGÍA DE ENLACE es la energía que
se requiere para romper un enlace dado en un mol de sustancia gaseosa.
La energía de enlace es una cantidad positiva (mayor que cero), se requiere
energía para romper enlaces químicos y cuando se forma un enlace entre dos
átomos se desprende energía.
Cuanto mayor sea la energía de un enlace, más fuerte será la unión.
FUERZA Y LONGITUD DE ENLACE
Al igual que se define la energía promedio de enlace, también podemos definir
la longitud de enlace promedio.
En general, a medida que se incrementa el número de uniones entre dos
átomos, los enlaces se hacen más cortos y más fuertes.
ELECTRONEGATIVIDAD Y POLARIDAD DE LOS ENLACES
Pauling definió cualitativamente la electronegatividad como “la capacidad de un
átomo en una molécula para atraer los electrones hacia sí mismo”.
Podemos utilizar la diferencia de electronegatividad para medir la polaridad del
enlace.
– Cl2 X (Cl) = 3,0 ENLACE COVALENTE APOLAR (DX = 0)
– HCl X (Cl) = 3,0; X (H) = 2,1 ENLACE COV. POLAR (DX = 0,9)
– NaCl X (Cl) = 3,0; X (Na) = 0,9 ENLACE IÓNICO (DX = 2,1)
El concepto de POLARIDAD DE ENLACE es útil para describir en qué grado se
comparten los electrones de enlace.

6. ENLACE COVALENTE NO POLAR. Los electrones se comparten por igual.
Distribución simétrica de electrones.
ENLACE COVALENTE POLAR. Uno de los átomos ejerce mayor atracción por los
electrones de enlace que el otro. Distribución asimétrica.
Si la diferencia en la capacidad relativa para atraer los electrones de enlace
(DX) es muy grande: ENLACE IÓNICO.
3. GEOMETRÍA MOLECULAR:
El TAMAÑO y la FORMA de las moléculas, junto con la energía y la polaridad
de sus enlaces, determinan gran parte de sus propiedades físicas y químicas.
Las estructuras de Lewis son representaciones bidimensionales que muestran
el número y tipo de enlaces pero no indican la forma de la molécula.
La geometría molecular queda determinada por los ÁNGULOS DE ENLACE,
ángulos formados por las líneas que unen los núcleos de los átomos que lo
forman, y las LONGITUDES DE ENLACE.
Para predecir la geometría de una molécula ABn utilizaremos el MODELO DE
REPULSIÓN DE LOS PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA
(RPECV).
Este modelo supone que el mejor acomodo de un número dado de pares de
electrones en torno a un átomo es el que minimiza las repulsiones entre ellos.
NÚMERO DE PARES
ELECTRÓNICOS
GEOMETRÍA DE LOS
PARES ELECTRÓNICOS
ÁNGULOS DE ENLACE
QUE SE PREDICEN
2 LINEAL 180º
3 TRIGONAL PLANA 120º
4 TETRAÉDRICA 109,5º
5 BIPIRÁMIDE TRIGONAL 120º / 90º
6 OCTAÉDRICA 90º

7. REGLAS PARA PREDECIR LA GEOMETRÍA
1. Se escribe la estructura de Lewis de la molécula o ion.
2. Determina el número total de pares electrónicos (enlazantes y no
enlazantes) que rodean al átomo central (tratar dobles y triples enlaces
como si fueran simples).
3. Determina la geometría de los pares electrónicos.
4. Determina la geometría molecular basándose en las posiciones de los
átomos enlazados.
GEOMETRÍA PARA MOLÉCULAS CON DOS, TRES Y CUATRO
PARES ELECTRÓNICOS ALREDEDOR DE UN ÁTOMO CENTRAL
NÚMERO PARES
ELECTRÓNICOS
PARES
ENLAZANTES
PARES NO
ENLAZANTES
GEOMETRÍA
MOLECULAR
EJEMPLO
2 2 0 LINEAL CO2, BeH2
3
3 0
TRIGONAL
PLANA
BF3
2 1 ANGULAR NO2
-
4
4 0 TETRAÉDRICA CH4
3 1
PIRAMIDAL
TRIGONAL
NH3
2 2 ANGULAR H2O
EFECTO DE LOS ELECTRONES NO ENLAZANTES SOBRE LOS
ÁNGULOS DE ENLACE
Podemos refinar el modelo RPECV para predecir ligeras distorsiones que
presentan las moléculas respecto a las geometrías ideales.
Un par de electrones no enlazante ejerce fuerzas repulsivas mayores sobre los
pares de electrones adyacentes y tienen a comprimir los ángulos entre los
pares de electrones.

8. La distribución de carga en una molécula está determinada por su forma y su
polaridad.
MOLÉCULA POLAR: distribución asimétrica de cargas.
MOLÉCULA APOLAR: distribución simétrica de cargas.
MOLÉCULAS DIATÓMICAS (un solo enlace)
– POLARES: H-F m ≠ 0 ENLACE POLAR MOLÉCULA POLAR→
– NO POLARES: F-F m = 0 ENLACE NO POLAR MOLÉCULA NO POLAR→
MOLÉCULAS POLIATÓMICAS (más de un enlace)
La polaridad de las moléculas que contienen más de dos átomos depende tanto
de las polaridades de los enlaces como de su geometría.
Para cada enlace podemos considerar un dipolo de enlace.
4. TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIA:
El enlace covalente se forma por el solapamiento de un orbital atómico de
valencia de un átomo con el otro átomo.
El solapamiento de orbitales permite que los dos electrones de un enlace
compartan un espacio común entre los dos núcleos.
TIPOS DE ENLACE:
ENLACE s. Solapamiento frontal de los orbitales atómicos. La densidad
electrónica se concentra en el eje internuclear.
ENLACE p. Solapamiento lateral de los orbitales atómicos. La densidad
electrónica se concentra por encima y por debajo del eje internuclear (no hay
posibilidad de encontrar la densidad electrónica p sobre ese eje).
ENLACE DOBLE: un enlace s y un enlace p.
ENLACE TRIPLE: un enlace s y dos enlaces p.

9. Un enlace s (solapamiento frontal) es más fuerte que un enlace p
(solapamiento lateral).
5. ORBITALES HÍBRIDOS:
Al aplicar la TEV a las moléculas poliatómicas tenemos que explicar tanto la
formación de enlaces como las geometrías moleculares. A veces, la TEV falla.
En 1931, Linus Pauling propuso la TEORÍA DE HIBRIDACIÓN DE
ORBITALES ATÓMICOS, para explicar la formación de enlaces covalentes en
moléculas poliatómicas, de acuerdo con la TEV.
Los orbitales híbridos se forman por combinación de orbitales atómicos del
átomo central. El número de orbitales híbridos que se forma es siempre igual
al número de orbitales atómicos que se combinan. Grupo de orbitales
equivalentes (mismo tamaño, forma y energía). Difieren sólo en su orientación
en el espacio. Solapan eficientemente con los orbitales atómicos de los átomos
que lo rodean para formar enlaces s.
– HIBRIDACIÓN sp GEOMETRÍA LINEAL→
– HIBRIDACIÓN sp2
GEOMETRÍA TRIGONAL PLANA→
– HIBRIDACIÓN sp3
GEOMETRÍA TETRAÉDRICA→
REGLAS PARA PREDECIR LOS ORBITALES HÍBRIDOS
EMPLEADOS POR UN ÁTOMO AL ENLAZARSE
1. Dibuja la estructura de Lewis de la molécula o ion.
2. Determina la geometría de dominios de electrones empleando el modelo
RPECV.
3. Especifica los orbitales híbridos necesarios para dar cabida a los pares de
electrones (que corresponden a esa geometría).

10. 6. FUERZAS INTERMOLECULARES:
– Son más débiles que un enlace químico.
– Tienen naturaleza electrostática.
– Determinan las propiedades físicas de las sustancias.
– Las propiedades físicas de una sustancia varían con su estado de
agregación.
El estado de agregación de una sustancia depende del balance entre la energía
cinética de las moléculas (tiende a mantenerlas separadas) y de la energía de
atracción entre ellas (fuerzas intermoleculares).
Mantienen unidas las moléculas de las sustancias con enlace covalente y
permiten que éstas aparezcan en estado sólido o líquido.
Cuanto más intensas sean las fuerzas intermoleculares que operan en una
sustancia, más cantidad de energía se necesita para vencerlas y mayor será su
punto de ebullición (menos volátil) y mayor su punto de ebullición.
FUERZAS DE VAN DER WAALS
DIPOLO-DIPOLO. Existen entre moléculas polares. Su intensidad depende de la
orientación relativa de las moléculas. El resultado neto de la interacción es de
atracción. La fuerza de atracción depende de la magnitud del momento dipolar
(m). Para moléculas de masa y tamaño semejante, las energías de atracción
intermolecular aumentar cuando la polaridad aumenta. Los puntos de
ebullición aumentan cuando el momento dipolar aumenta.
DIPOLO-DIPOLO INDUCIDO. Los dipolos pueden inducir dipolos en moléculas
no polares. Son fuerzas mucho más débiles que las dipolo-dipolo.
FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON. Los gases formados por moléculas no
polares pueden licuarse y, esto indica que si la energía cinética se reduce,
existe algún tipo de interacciones atractivas que predominan. Puede ocurrir
que la distribución de los electrones alrededor del núcleo de cada átomo en un

11. instante dado, no sea completamente simétrica. Las fuerzas de dispersión
operan en todas las moléculas. Las fuerzas de dispersión tienden a aumentar
cuando el peso molecular aumenta.
Es difícil hacer generalizaciones acerca de las intensidades relativas de las
fuerzas de atracción intermoleculares a menos que se comparen moléculas de
tamaño y forma similares o de polaridad y forma similares.
– Si las moléculas tienen tamaño y forma similares, las fuerzas de
dispersión serán aproximadamente iguales, y por consiguiente, las
fuerzas de atracción se incrementan al aumentar la polaridad.
– Si las moléculas son de polaridad y forma similares, las fuerzas de
atracción tienden a incrementarse con el aumento en el peso molecular
porque las fuerzas de dispersión son mayores.
ENLACES POR PUENTES DE HIDRÓGENO. Es un tipo especial de fuerzas dipolo-
dipolo. Se establecen entre un átomo de H que forma un enlace covalente
polar y un par de electrones libres de un átomo pequeño y muy
electronegativo cercano (F, O, N). Son interacciones altamente direccionales.
Son más débiles que un enlace químico pero es la fuerza intermolecular más
fuerte.

12. 7. SÓLIDOS COVALENTES:
Sustancias formadas por un número indeterminado de átomos unidos
mediante enlaces covalentes. El número de átomos enlazados depende de la
cantidad de sustancia.
DIAMANTE. Formado por átomos de carbono con hibridación sp3
. Cada átomo
de carbono está unido a otros 4 átomos mediante enlaces covalentes.
Estructura cristalina muy simétrica: posibilidades de tallado y transparencia.
Incoloro: no tiene electrones libres que absorban radiación. Es material con
mayor dureza: hay que romper enlaces C-C. Su punto de fusión es elevado.
GRAFITO. Formado por átomos de carbono con hibridación sp2
. Los átomos de
carbono se unen formando anillos planos hexagonales. Con los electrones de
los orbitales p perpendiculares al plano se forma una nube p que permite la
conductividad eléctrica. Las uniones entre átomos del mismo plano son muy
fuertes; sin embargo, entre planos los enlaces son débiles y el grafito se rompe
con facilidad. Su color negro es debido a que los electrones libres captan
fotones de cualquier radiación visible.
SÍLICE. Formada por átomos de silicio con una estructura tetraédrica en cada
uno de cuyos extremos hay un átomo de oxígeno. Los tetraedros están unidos
por sus vértices de forma que entre cada dos átomos de silicio hay uno de
oxígeno. La arena de la playa y el cuarzo son de sílice.
PROPIEDADES DE LOS SÓLIDOS COVALENTES. Los enlaces se dan a lo largo
de todo el cristal. Gran dureza y punto de fusión altos. Son sólidos. Insolubles
en todo tipo de disolvente. Malos conductores. La estructura de capas del
grafito lo hace más blando y conductor.
PROPIEDADES DE LOS SÓLIDOS MOLECULARES. Están formados por
moléculas aisladas. A temperatura ambiente pueden estar sólidos, líquidos o
gaseosos, según el tipo de fuerzas intermoleculares. Puntos de fusión y de
ebullición bajos. Son blandos: al rayarlos sólo se alteran las fuerzas
intermoleculares. Malos conductores. Las sustancias polares son solubles en
disolventes polares y las sustancias apolares lo son en disolventes apolares.
Semejante disuelve a semejante.