Se explica como varia la energia potencial con la distancia internuclear, los distintos tipos de enlace, el enlace covalente y su clasificacion, propiedades de los compuestos covalentes, parametros moleculares, estructuras de Lewis, excepciones a la regla del octeto, hipervalencia, enlace covalente coordinado, teoria del enlace de valencia, hibridacion, resonancia, teoria de orbitales moleculares exponiendo todo ello con bastantes ejemplos.

1. QUÍMICA BACHILLERATO
ENLACE COVALENTE
Por
Francisco Magaña Carmona
Profesor de IES

2. EL ENLACE QUÍMICO
Solo los gases nobles (con una estructura electrónica externa ns2 np6 ,salvo el He, 1s2) y algunos metales en estado de vapor están
formados por moléculas monoatómicas (átomos sueltos). La existencia de especies poliatómicas implica que los átomos pueden
interactuar entre sí para formar agregados que tienen una energía menor que la de los átomos por separado y, por lo tanto estas
especies son más estables. Las uniones entre átomos, iones o moléculas es lo que constituye el enlace químico. En el enlace químico es
muy importante la configuración electrónica de la capa más externa de los átomos e iones. De acuerdo con Lewis, los átomos con el
fin de ser más estables ganan, pierden o comparten electrones para adquirir la configuración electrónica de los gases nobles en su
capa de valencia, 8e- externos = octeto electrónico completo, lo que se conoce como regla del octeto.
A la izquierda se representa la energía potencial de un sistema
formado por dos átomos frente a la distancia entre sus núcleos.
Al acercarse los átomos para formar un posible enlace puede
suceder:
a) Si la distancia internuclear es grande, no hay solapamiento
entre los orbitales, la energía del sistema es cero y no hay
atracción.
b) Si la distancia internuclear es más pequeña, se produce
solapamiento entre los orbitales, disminuye la energía del
sistema por lo que se estabiliza y hay atracción.
c) Si la distancia entre los núcleos es Re el solapamiento es
máximo, la energía alcanza su valor mínimo responsable de la
estabilidad de la especie química formada y la atracción es
máxima.
d) Para distancias internucleares inferiores a Re predominan las
repulsiones internucleares y la inestabilidad.

3. A continuación se expone una tabla con los distintos tipos de enlace
ENLACES PRINCIPALES ENLACES SECUNDARIOS O FUERZAS
INTERMOLECULARES
ENLACE IÓNICO: Se da entre átomos de diferente
electronegatividad. La transferencia de e- desde átomos de
baja energía de ionización hacia átomos de elevada afinidad
electrónica da lugar a iones positivos y negativos que se
atraen por fuerzas electrostáticas y forman una red
cristalina iónica.
ENLACE DE HIDRÓGENO: Se da cuando un
átomo de H unido por enlace covalente a un
elemento muy electronegativo interacciona
con un par de electrones no compartido de
otro átomo también muy electronegativo.
--- H∂+–X∂-: --- H∂+–X∂-: --- H∂+–X∂-: ---
ENLACE COVALENTE: Se da entre átomos de elevada
electronegatividad (no metales). En este enlace, los átomos
comparten pares de e- para conseguir la estructura de la capa
valencia de los gases nobles.
FUERZAS DE VAN DER WAALS: Se dan en
todo tipo de interacciones entre moléculas. Si
las moléculas son polares, dipolos
permanentes, tenemos las fuerzas de
atracción dipolo-dipolo. Si una molécula polar
distorsiona la nube electrónica de otra
molécula vecina y crea en ella un dipolo
inducido tenemos las fuerzas de atracción
dipolo-dipolo inducido. Tenemos también
interacciones entre moléculas apolares
llamadas fuerzas de dispersión o de London
que se deben a interacciones dipolo
instantáneo-dipolo inducido.
ENLACE METÁLICO: Se da entre átomos de baja
electronegatividad (metales) dando lugar a redes metálicas.
Los e- en los átomos se distribuyen en niveles de energía
determinados. Cuando el nº de átomos es grande estos niveles
forman bandas como la de valencia que suele estar llena de e-.
En los metales existe otra banda llamada de conducción cuyos
niveles de energía son permitidos para los e-. Los e- pueden
saltar de la banda de valencia a la de conducción. Al aplicar
una campo eléctrico externo los e- se desplazan dando lugar a
una corriente eléctrica.

4. ENLACE COVALENTE
El enlace covalente es la unión química que se da entre átomos de elevada electronegatividad, en el que
las fuerzas que mantienen unidos a los átomos son el resultado de la compartición de uno o más pares
de electrones entre ellos. A continuación se expone una clasificación de los enlaces covalentes en una
tabla.
CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES COVALENTES
EN FUNCIÓN DE LA DIFERENCIA
DE ELECTRONEGATIVIDAD
EN FUNCIÓN DEL Nº DE PARES DE ELECTRONES COMPARTIDOS
ENLACE COVALENTE APOLAR:
Tiene lugar entre átomos de
igual electronegatividad que
comparten pares de electrones.
ENLACE COVALENTE SENCILLO: Los átomos unidos por enlace
sencillo comparten un par de electrones.
ENLACE COVALENTE POLAR:
Tiene lugar entre átomos de
diferente electronegatividad
estando los e- más próximos al
átomo más electronegativo.
ENLACE COVALENTE DOBLE O TRIPLE : Los átomos unidos por
enlace doble o triple comparten respectivamente dos y tres pares de
e-. Se llama covalencia al número de enlaces covalentes que forma un
elemento y coincide con el número de e- desapareados que posee.
ENLACE COVALENTE DATIVO O COORDINADO: En esta unión
química el par de electrones de enlace es aportado por uno solo de los
átomos que se unen.

5. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES
Los compuestos covalentes forman auténticas moléculas y suelen ser gases, líquidos o sólidos con
bajos puntos de fusión y de ebullición. En general las sustancias covalentes no son conductores de la
corriente eléctrica ni son solubles en agua. Los sólidos covalentes se disuelven en disolventes
orgánicos.
También hay compuestos covalentes reticulares, como los sólidos covalentes que poseen altos puntos
de fusión y ebullición. Ej. El diamante, el cuarzo…etc.
ENLACE COVALENTE
Al aproximarse dos átomos se produce una interacción entre el núcleo de uno de ellos y los
electrones del otro, desplazándose las nubes electrónicas hacia la zona internuclear de modo
que al compartir pares de electrones las repulsión entre los núcleos disminuye lográndose,
para una distancia entre los núcleos, un mínimo de energía y por tanto un máximo de
estabilidad.
El enlace covalente se puede explicar haciendo uso de los “diagramas o estructuras de Lewis”
y mediante la teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia. Sin
embargo el estudio más riguroso del enlace covalente exige la aplicación de la Mecánica
Cuántica, de la que derivan la teoría de orbitales moleculares y la teoría del enlace de
valencia.

6. PARÁMETROS MOLECULARES
En el desarrollo de las teorías del enlace químico, los conocimientos y
hechos experimentales que guardan relación con la estructura molecular
han sido importantes. Por ello introducimos tres parámetros: La
energía, la longitud y el ángulo de enlace. Éstos nos ayudarán a
describir la estructura de algunas moléculas.
ENERGÍAS DE ENLACE
Definimos energía de enlace a la energía que hay que aportar (∆H>0) a
una molécula en estado gaseoso para disociarla en sus átomos también
en estado gaseoso. Es decir:
AmBn(g)  mA(g) + nB(g) … ∆H >0. (Se mide en kJ.mol-1)
La energía de un enlace concreto depende de las propiedades intrínsecas
de los dos átomos enlazados y en menor grado de las propiedades
proporcionadas por el resto de átomos de la molécula.
En la tabla de la derecha se indican las energías de enlace para algunas
moléculas diatómicas sencillas. Pueden verse diferencias bastante
grandes para las moléculas de O2 , N2 , y F2 formadas por átomos
próximos en la tabla periódica. En las moléculas de Cl2, Br2 y I2 las
energías de enlace disminuyen a medida que aumenta el número atómico
del halógeno. En los haluros de hidrógeno HF, HCl, HBr, y HI las
energías de enlace disminuyen de forma análoga.
Moléculas
Energía de
enlace en
kJ.mol-1
H2 435
O2 497
N2 945
F2 155
Cl2 247
Br2 193
I2 151
HF 564
HCl 431
HBr 365
HI 343
CO 1070

7. LONGITUD DE ENLACE
En las moléculas, los átomos están siempre vibrando uno con respecto a otro, de
modo que no existe una distancia fija entre cualquier par de átomos. Sin
embargo, hay una distancia promedio entre los núcleos de dos átomos enlazados
que se llama longitud de enlace.
La longitud de enlace es la distancia de mínima energía y por tanto de máxima
estabilidad para dos átomos químicamente unidos.
Enlace Longitud de enlace (nm)
C-C 0,154
C=C 0,134
C≡C 0,120
H-H 0,074
F2 0,142
Cl2 0,199
Br2 0,228
I2 0,267
H-F 0,092
H-Cl 0,127
H-Br 0,141
H-I 0,160
En la tabla de la izquierda puede verse que la longitud de enlace entre dos átomos
de carbono disminuye al pasar del enlace sencillo C-C, al doble enlace C=C y al
triple enlace C≡C.
En las moléculas de los halógenos y de los haluros de hidrógeno las longitudes de
enlace aumentan al aumentar el número atómico. Esto es esperable dado que, al
descender en un grupo del sistema periódico los electrones de valencia están cada
vez más alejados del núcleo.
ÁNGULO DE ENLACE
El ángulo de enlace es el ángulo comprendido entre las
líneas que unen el núcleo de un átomo con los núcleos de los
átomos unidos con él.
En la tabla de la derecha vemos que los hidruros del grupo
14 tienen ángulos de enlace de 109,5º, que es el ángulo
del tetraedro dado que los átomos de C, Si, Ge y Sn está
en el centro del tetraedro y los 4 átomos de H en los
vértices del mismo.
Ángulo de enlace
CH4 109,5º
SiH4 109,5º
GeH4 109,5º
SnH4 109,5º
H
H
O
104,5º
Ángulo de enlace de
la molécula de H2O

8. ESTRUCTURAS DE LEWIS
Lewis propuso que en el enlace covalente los átomos se unen compartiendo uno, dos o más pares de electrones
para alcanzar la configuración de gas noble. El sistema formado tiene menor energía que el sistema de átomos
separados.
En las estructuras o diagramas de Lewis representamos los electrones de valencia, o electrones del último nivel
de energía mediante puntos, aspas o círculos agrupados por parejas alrededor de los símbolos de los elementos.
Una pareja de electrones puede representarse por un guión.
Para representar estructuras de Lewis de moléculas sencillas seguimos las siguientes reglas:
 Se selecciona el átomo central que generalmente es el menos electronegativo. Descartar el H.
 Se cuentan los electrones de valencia.
 Se forman los enlaces entre el átomo central y el resto de los átomos.
 Los electrones restantes se sitúan como pares electrónicos no enlazantes.
A continuación veremos algunos ejemplos.
 En la molécula de NH3 de la izquierda el átomo central es el N.
 El número total de e- de valencia son: 1.5 + 3.1 = 8 (4 pares de e-).
 Al formarse los enlaces entre el N y los tres H se utilizan 3 pares de e-.
 Los dos e- restantes se sitúan sobre el N (par de e- no enlazantes).
Observar que tanto el N como los H quedan con estructura del GN más próximo.
 En la molécula de BF3 de la derecha el átomo central es el B.
 El número total de e- de valencia son: 1.3 + 3.7 = 24 (12 pares de e-).
 Al formarse los enlaces entre el B y los tres F se utilizan 3 pares de e-.
 Los 18 e- restantes se sitúan sobre los 3 átomos de F (3 pares de e- no enlazantes
sobre cada átomo de F). Observar que los 3 átomos de F quedan con estructura del GN
mientras el B al quedar con 6 e- no cumple la regla del octeto.
H:N:H
::
H
Estructura de Lewis del NH3
:F:B:F:
:
:F:
:
:
:
:
:
Estructura de Lewis del BF3

9. A la izquierda tenemos un diagrama de Lewis de como se forma la
molécula de Cl2. Observar que al compartir 1 par de e- ambos
átomos de Cl quedan con estructura de GN y además cada átomo
de Cl tiene tres pares de e- no enlazantes.
Análogamente a la derecha tenemos un diagrama de Lewis para la
molécula de O2. Observar que al compartir 2 pares de e- ambos
átomos de O quedan con estructura de GN y además cada átomo
de O tiene dos pares de e- no enlazantes.
De forma análoga representamos un diagrama de Lewis para la
molécula de N2. Observar que al 3 pares de e- ambos
átomos de N quedan con estructura de GN y además cada átomo
de N tiene un par de e- no enlazantes.
En el esquema de la izquierda vemos representadas la molécula de H2O
en donde el átomo de O tiene estructura de GN con dos pares de e- no
enlazantes y los átomos de H adquieren la configuración del GN He. En
el eteno los átomos de C tienen configuración de GN compartiendo dos
pares de e- (=>doble enlace) y los átomos de H adquieren la
configuración del gas noble He. En el etino los átomos de C adquieren la
configuración de GN compartiendo tres pares de e- (=>triple enlace) y
los átomos de H adquieren la configuración del gas noble He.
Cl
****
**
*+ Cl
..
..
..
. Cl Cl
**
**
**
*
**
..
..
...
O O O O**
**
**
**
**
**
+ .. ..
..
..
..
..
N N N
…
…
***
***
+
..
..
**
H :O: H  H - O - H
C C  C = C
C C  C C
..
.. ..
..
..
.. ..
..
..
..
..
..
..
........
..
..
....
H
H
H
H
H H
H H
H H H H
..
:

10. EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO
No siempre los átomos de los compuestos covalentes logran la configuración de gas noble en su capa de
valencia. Veamos los casos de hipervalencia e hipovalencia.
HIPERVALENCIA
La presentan átomos en los que los orbitales d, accesibles en energía,
permiten ser utilizados para el enlace. A la izquierda tenemos las moléculas
de pentacloruro de fósforo en la que el P tiene 10 e- de valencia y, la de
hexafluoruro de azufre en la que el S tiene 12 e- de valencia .
Veamos sus configuraciones electrónicas:
15P [1s2 2s2 2p6 3s2 3p3] expandible a 15P [1s2 2s2 2p6 3s1 3p3 3d1] en la que
tenemos 5 orbitales semillenos (1 orbital 3s, 3 orbitales 3p y 1 orbitales
3d), en los que los 5 e- desapareados pueden formar 5 enlaces covalentes.
16S [1s2 2s2 2p6 3s2 3p4] expandible a 16S[1s2 2s2 2p6 3s1 3p3 3d2] en la que
tenemos 6 orbitales semillenos (1 orbital 3s, 3 orbitales 3p y 2 orbitales
3d) en los que los 6 e- desapareados pueden formar 6 enlaces covalentes.

11. ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO : Es aquel en el que, el par de electrones de un enlace
es aportado por mismo átomo. Un ejemplo lo tenemos en el ion hidronio H3O+ que se forma cuando la
molécula de H2O capta un protón. En el ejemplo puesto abajo vemos que el átomo de O de la molécula
de H2O tiene 2 pares de e- no enlazantes. Sobre uno de ellos se fija el H+ que no tiene ningún electrón,
así en este enlace, llamado covalente coordinado o dativo, el par de e- los pone el átomo de O.
Otro ejemplo de enlace covalente coordinado o dativo lo tenemos en el ion amonio. Podemos ver más
abajo que en el átomo de N del NH3 hay 1 par de electrones no enlazantes, sobre este par de e- se
fija el protón, H+ que no tiene ningún electrón y como los 2 electrones de este enlace son del átomo de
O, tenemos un enlace covalente coordinado o dativo.

12. LIMITACIONES DE LA TEORÍA DE LEWIS DEL ENLACE COVALENTE
En muchas moléculas covalentes no se cumple la regla del octeto, por ejemplo en la molécula de monóxido de
nitrógeno NO, en la de trifluoruro de boro BF3, en la de hexafluoruro de azufre SF6 …
No explica la geometría de las moléculas covalentes, ni los ángulos de enlace, ni la longitud de enlace, ni la
energía de enlace…
ENLACE COVALENTE : TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA
La teoría de enlace de valencia fue desarrollada por Heitler y London en 1929. Esta teoría sostiene que al
formarse de un enlace covalente tiene que darse:
1-Que los átomos que vayan a enlazarse tengan orbitales atómicos semillenos.
2-Que se produzca una superposición de los orbitales atómicos de los átomos que intervienen en el
enlace (uno de cada átomo).
3-Que en la superposición de los orbitales atómicos se produzca el emparejamiento de los electrones
con espines antiparalelos, lográndose un aumento de la densidad electrónica en la zona internuclear.
4-Con la excepción de los OA de tipo s, los demás son direccionales, y sus enlaces también, por lo que
se formarán en la dirección de solapamiento máximo.
+
La superposición frontal de orbitales atómicos “s” o “p” conduce a la formación de un enlace σ. Este enlace σ
posee simetría de revolución entorno al eje internuclear.
Enlace σ(p-p)
La superposición de orbitales p puede ser “frontal” o “lateral” dando lugar a enlaces “σ” o “π “. Veamos estas
superposiciones.

13. + Enlace π
La superposición lateral de orbitales p conduce a la formación de un enlace π. Este enlace presenta
una zona, llamada plano nodal, en la que la probabilidad de encontrar el electrón es nula.
Veamos algunas moléculas covalentes de acuerdo con la teoría de enlace de valencia.
Molécula de H2 : Se forma por la superposición de los dos orbitales 1s semillenos de cada uno de los
átomos de H dando lugar a un enlace σ.
+
Molécula de Cl2 : Se forma por la superposición frontal de los dos orbitales 3p semillenos de cada
uno de los átomos de Cl dando lugar a un enlace σ.
Se llama covalencia de un átomo al número de enlaces covalentes que puede formar y coincide con el
número de orbitales atómicos semillenos que posee.
+
Enlace σs-s
Enlace σp-p

14. Molécula de HCl : Se forma por superposición frontal del orbital atómico 1s semilleno del H y del 3p
semilleno del Cl dando lugar a un enlace σ.
+ Enlace σs-p
En el esquema de la izquierda se representa la
molécula de O2: Como la configuración
electrónica de O es 1s2 2s2 2px
2 2py
1 2pz
1 al
tener 2 orbitales semillenos, su covalencia es 2.
Al aproximarse dos átomos de O se produce la
superposición frontal de los orbitales 2py dando
lugar a un enlace σ, y la superposición lateral
de los orbitales 2pz dando lugar a un enlace π,
así la molécula de O2 tiene un enlace σ y uno
π.
En el esquema de la derecha se representa
la molécula de N2: Como la configuración
electrónica de N es 1s2 2s2 2px
1 2py
1 2pz
1 al
tener 3 orbitales semillenos, su covalencia
es 3. Al aproximarse dos átomos de N se
produce la superposición frontal de los
orbitales 2py dando lugar a un enlace σ, y la
superposición lateral de los orbitales 2px y
2pz dando lugar dos enlaces π, así la
molécula de N2 tiene un enlace σ y dos π.

15. HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS
Hay elementos como el Be, B, C … en los que el número de enlaces covalentes que pueden formar
(covalencia) no coincide con el número de orbitales semillenos que posee. Además la explicación de la
geometría de ciertas moléculas sugiere la combinación de los orbitales atómicos de los átomos de
partida para dar lugar a orbitales atómicos hídridos y equivalentes (es decir de la misma energía).
La hibridación consiste en la combinación de un número determinado de orbitales atómicos para dar
lugar al mismo número de orbitales atómicos híbridos. La explicación de la hibridación conlleva la
promoción de un electrón de un orbital doblemente ocupado a un orbital vacío de ese mismo átomo, y la
posterior combinación de orbitales semillenos (semiocupados) para dar lugar a orbitales atómicos
híbridos.
Hibridación sp : Molécula de BeH2
La hibridación sp consiste en la combinación de un orbital atómico s con un orbital atómico p del mismo átomo, para
lugar a dos orbitales atómicos híbridos sp equivalentes que forman un ángulo de 180º. Es típica de moléculas lineales.
+
1 orbital s + 1 orbital p 2 orbitales atómicos híbridos sp
Veamos la molécula de BeH2, que es lineal y de momento dipolar nulo, como ejemplo de hibridación sp : H-Be-H.
La configuración del Be es: 1s2 2s2: , ahora se da la promoción de un electrón del orbital 2s al 2p
 , y luego se combinan los orbitales s y p semillenos dando 2 OAH sp 
+ +
La molécula de BH2, se forma por superposición de los OA 1s de 2 átomos de H con los OAH sp del Be.

16. Hibridación sp2
La hibridación sp2, consiste en la combinación de un orbital atómico s con dos orbitales atómicos p del
mismo átomo para dar lugar a tres orbitales atómicos híbridos sp2, que forman un ángulo de 120º. Esta
hibridación es típica de moléculas planas.
120º
+
1 orbital s + 2 orbitales p 3 orbitales atómicos híbridos sp2
Molécula de BF3
Veamos como ejemplo de la hibridación sp2 la molécula de BF3, que tiene geometría triangular plana en la
que el B presenta covalencia 3. La configuración del B es: 1s2 2s2 2p1  ahora tiene
lugar la promoción de un electrón del orbital 2s a un orbital 2p vacío luego se
combina el orbital 2s semilleno y los dos orbitales 2p semillenos dando
3 OAH sp2 
FY a la derecha tenemos representada la
molécula de BF3 ,formada por superposición
de 3 orbitales 2p semillenos de tres átomos
de F y los 3 OAH del B.
F
F
B

17. Hibridación sp3
La hibridación sp3 consiste en la combinación de un orbital atómico s con tres orbitales
atómicos p del mismo nivel energético, para dar lugar a cuatro orbitales atómicos híbridos
sp3 de igual energía, dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular formando ángulos
de 109,5º.

18. Molécula de CH4
La molécula de metano, CH4 , tiene cuatro enlaces C-H dirigidos hacia los
cuatro vértices de un tetraedro regular siendo el enlace H-C-H de 109,5º.
La configuración electrónica del C es : 1s2 2s2 2p2 
Ahora tiene lugar la promoción de un electrón del orbital 2s al orbital 2p
vacío 
Y a continuación se da la hibridación del orbital 2s semilleno y los 3 orbitales
2p semillenos para dar lugar a cuatro orbitales atómicos híbridos sp3 

El esquema de la derecha representa los enlaces en la molécula de CH4. En ella se
produce la superposición del OAH sp3 del C con los 4 OA s de los 4 átomos de H.
Molécula de H2O
La molécula de agua, H2O, tiene dos enlaces O-H dirigidos hacia dos vértices de un
tetraedro siendo el ángulo de enlace H-O-H de 104,5º, inferior a 109,5º, dado que
la repulsión de los dos pares de electrones no enlazantes cierra el ángulo de enlace.
La configuración electrónica del O es : 1s2 2s2 2p4 
A continuación se da la hibridación del orbital 2s con los tres orbitales 2p
para dar lugar a cuatro orbitales atómicos híbridos sp3 
El esquema de la izquierda muestra los enlaces en la molécula de H2O. En ella se
produce la superposición los OA 1s de los 2 átomos de H con los dos OAH semillenos
del O.

19. Orbitales híbridos y doble enlace : Molécula de Eteno
La molécula de eteno es plana. En la molécula de CH2=CH2 tenemos un doble
enlace carbono-carbono, y además cada C está unido a dos H. La
configuración electrónica del C es : 1s2 2s2 2p2 
Ahora se produce la promoción de un e- del OA 2s al 2p 
A continuación se hibrida el OA 2s con 2 OA 2p  quedando
el OA 2p sin hibridar perpendicular al plano del OAH sp2.
Cada C utiliza 2 OAH para unirse mediante enlace σ a dos átomos de H y, el tercer
OAH lo utiliza para unirse al segundo átomo de C también mediante enlace σ.
Además se da la superposición lateral de los orbitales 2p no hibridados dando lugar a
un enlace π, de modo que el doble enlace C=C está formado por un enlace σ y un
enlace π.
Orbitales híbridos y triple enlace : Molécula de Etino
La molécula de etino es lineal. En ella tenemos un triple enlace carbono-carbono y
además cada átomo de C está unido a un H.
La configuración e- del C es: 1s2 2s2 2p2  .Ahora se produce la
promoción de un electrón del orbital 2s al 2p vacío y a continuación la hibridación del
OA 2s semilleno con 1 OA 2p semilleno para dar lugar a 2 OAH sp. Es decir: 
 .Cada C utiliza los 2 OAH para formar
enlaces σ, uno con el OA 1s del H y el otro con el OAH del otro C. Los 2 OA 2p no
hibridados de cada C, perpendiculares entre si y al eje C-C se superponen lateralmente
dando lugar a 2 enlaces π. Luego el triple enlace consta un enlace σ y dos enlaces π.

20. Kekulé propuso para el benceno, C6H6, las representaciones que
aparecen a la derecha. Estas estructuras sugieren la posibilidad de
dos isómeros del 1,2-diclorobenceno como se indica a continuación.
Como no ha sido posible separar es-
tos isómeros, Kekulé sugirió que los
dobles enlaces de las moléculas de
C6H6 alternaban rápidamente entre
las dos estructuras representadas en la esquina superior derecha.
Hoy sabemos que la distancia carbono-carbono de un doble enlace es
menor que la de un enlace sencillo, que todos los enlaces carbono-
carbono del C6H6 tienen la misma longitud y que ésta es menor que la
del enlace sencillo y mayor que la del doble enlace.
Hay moléculas, como la de C6H6, que presentan pares electrónicos
deslocalizados, pudiendo escribirse más de un estructura de Lewis
para representar la molécula. Se habla de resonancia cuando para una
misma agrupación atómica hay distintas agrupaciones electrónicas.
Ninguna de estas estructuras resonantes es real. La estructura real o
híbrido de resonancia participa de todas las estructuras resonantes.
Molécula de Benceno. Estructuras resonantes
Cl
Cl Cl
Cl
En los esquemas representados
abajo vemos la explicación, según
la teoría de enlace de valencia,
de los dobles enlaces del benceno
que aparecen en las estructuras
de Kekulé. La superposición
lateral de los orbitales p no
hibridados da lugar a tres enlaces
π alternados.

21. Molécula de Benceno (continuación)
La molécula de benceno, C6H6 , es hexagonal, plana, cíclica y con ángulos de
enlace de 120º. Sus seis átomos de C presentan hibridación sp2. Cada C
utiliza dos de sus tres orbitales híbridos para formar enlaces σ con los dos
átomos de C contíguos y, el tercer orbital híbrido para formar un enlace σ
con el orbital 1s del H, como puede verse en el esquema representado a la
izquierda y arriba.
En el segundo esquema de la izquierda puede verse que perpendicularmente
al anillo hexagonal, están los seis orbitales p semillenos no hibridados, de los
seis átomos de C que se superponen para dar una nube de densidad
electrónica por encima y por debajo del plano de la molécula. Se trata de un
macroorbital es el que están deslocalizados los seis electrones de enlace.
En la esquema representado abajo a la izquierda vemos que, en lugar de
emparejarse los seis electrones de los seis orbitales p no hibridados, para
originar tres enlaces π, éstos se deslocalizan, originando una nube circular
de carga negativa, por encima y por debajo del anillo hexagonal del
benceno. En general las moléculas con electrones deslocalizados son bastante
estables.

22. TEORÍA DE ORBITALES MOLECULARES
La teoría de orbitales moleculares, desarrollada por Mulliken y Hund, explica la distribución de los electrones
en los nuevos niveles de energía que se originan al formarse la molécula. La forma y energía de los orbitales
moleculares se obtiene por combinación de las funciones de onda que representan a los orbitales atómicos.
La teoría de orbitales moleculares supone que al combinarse dos orbitales atómicos de simetría y energía
similar se obtienen dos orbitales moleculares. En uno de ellos, el orbital molecular enlazante (OM), de energía
menor que la de los OA de partida se produce un aumento de densidad electrónica en la zona internuclear y en
el otro, el orbital molecular antienlazante (OM*) de energía mayor que la de los OA de partida se produce una
disminución de densidad electrónica en la región internuclear.
En los orbitales moleculares los electrones se distribuyen igual que en los orbitales atómicos, es decir de menor
a mayor energía y siguiendo los principios de máxima multiplicidad y el de exclusión de Pauli.
La teoría de orbitales moleculares predice la existencia de moléculas mediante una magnitud llamada orden de
enlace (OE) que se define como: nº de e- en OM – nº de e- en OM*
OE =
2
Si el OE = 0 la molécula o no se forma o es inestable, si el OE = 1 la molécula posee un enlace sencillo, si el
OE = 2 la molécula posee un doble enlace … etc. σ*
1s
A continuación aplicamos la TOM a la molécula de H2:
H
OA 1s σ1s OA 1s
OM
El OE de la molécula de H2, es OE = 2-0/2 = 1, luego tenemos un enlace sencillo H-H.
Al superponerse los OA 1s de los dos átomos de H para formar
la molécula de H2, se forman dos orbitales moleculares, el OM
σ 1s , con 2e- con sus espines emparejados y el OM*, σ*
1s.
H

23. TEORÍA DE ORBITALES MOLECULARES (continuación)eeEnergíacreciente
eeEnergíacreciente
El esquema que se indica a la izquierda muestra que al combinarse dos
orbitales atómicos 1s se obtienen dos orbitales moleculares el σ1s de menor
energía que estabiliza el enlace y el σ*
1s, que al combinarse dos orbitales
atómicos 2s se obtienen dos orbitales moleculares el σ2s y el σ*
2s, y que al
combinarse dos orbitales atómicos 2p (formados por tres OA de la misma
energía 2px, 2py y 2pz) se obtienen 6 orbitales moleculares que indicados
según energía creciente son σ2p enlazante, πx enlazante πy enlazante, π*
x
antienlazante,π*
y antienlazante, y σ*
2p antienlazante.
En la figura de la derecha se representan los orbitales moleculares de la
molécula de F2. La distribución de los 18 electrones es como se indica en la
figura o bien
σ1s(2), σ*
1s(2), σ2s(2), σ*
2s(2), σ2p(2), πx(2), πy(2), π*
x(2), π*
y(2)
Su orden de enlace es 1 lo que indica un enlace sencillo F-F.
Dado que el comportamiento magnético de un átomo o de una molécula
depende del número de electrones desapareados, como la molécula de F2 no
tiene electrones desapareados es diamagnética, su momento magnético es
cero.

24. BIBLIOGRAFÍA Y REFERENCIAS
-Química 2 Bachillerato, de autores José Ignacio del Barrio, Alicia Sánchez, Ana Isabel
Bárcena, Aureli Caamaño, de la Editorial SM, de ISBN : 978-84-675-8722-7.
-Química 2 Bachillerato, de autores Luis A. Oro, José Luis Andreu, Mª Cruz Fernández y
Jesús J. Pérez-Torrente.
-Chemistry, de autor Andrew Hunt, de Hodder & Stoughton de ISBN : 0 340 79062 8