El documento resume las principales teorías del enlace químico, incluyendo la teoría de enlace de valencia, la teoría de orbitales moleculares y la teoría de Lewis. También describe brevemente la historia del concepto del enlace químico y ofrece ejemplos de cómo se representa la estructura de Lewis para moléculas como HNO3 y H2SO4.

1. República Bolivariana de Venezuela
Ministerio del Poder Popular para la Educación
Universidad Bicentenaria de Aragua
Núcleo, San Antonio de los Altos
Alumno: Ikabaru Garcia
C.I.: 25.896.749
Profesor: Jean Félix Rivas Rodríguez

2. Enlace Químico:
 Un enlace químico es el proceso químico responsable
de las interacciones atractivas entre átomos y
moléculas,1 y que confiere estabilidad a los
compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. La
explicación de tales fuerzas atractivas es un área
compleja que está descrita por las leyes de la química
cuántica.
 Una definición más sencilla es que un enlace químico
es la fuerza existente entre los átomos una vez que se
ha formado un sistema estable.2
 Enlace iónico del cloruro de sodio, donde sodio da su electrón de valencia al cloro para ambos tener 8
electrones en su valencia.

3. Teorías del Enlace Químico
 En la visión simplificada del denominado enlace
covalente, uno o más electrones (frecuentemente un
par de electrones) son llevados al espacio entre los dos
núcleos atómicos. Ahí, los electrones negativamente
cargados son atraídos a las cargas positivas de ambos
núcleos, en vez de sólo su propio núcleo. Esto vence a
la repulsión entre los dos núcleos positivamente
cargados de los dos átomos, y esta atracción tan grande
mantiene a los dos núcleos en una configuración de
equilibrio relativamente fija, aunque aún vibrarán en la
posición de equilibrio.
Enlace Covalente:

4. Enlace Iónico:
 En una visión simplificada de un enlace iónico, el
electrón de enlace no es compartido, sino que es
transferido. En este tipo de enlace, el orbital atómico
más externo de un átomo tiene un lugar libre que
permite la adición de uno o más electrones. Estos
electrones recientemente agregados ocupan
potencialmente un estado de menor energía (más
cerca al núcleo debido a la alta carga nuclear efectiva)
de lo que experimentan en un tipo diferente de átomo.
En consecuencia, un núcleo ofrece una posición de
más fuerte unión a un electrón de lo que lo hace el otro
núcleo.

5. Historia del Concepto del enlace
químico:
 Las primeras especulaciones respecto a la naturaleza
del enlace químico son tan tempranas como en el siglo
XII. Se suponía que ciertos tipos de especies químicas
estaban unidas entre sí por un tipo de afinidad
química.
 En 1704, Isaac Newton esbozó su teoría de enlace
atómico, en "Query 31" de su Opticks, donde los
átomos se unen unos a otros por alguna "fuerza".

6.  Específicamente, después de investigar varias teorías
populares, en boga en aquel tiempo, de cómo los
átomos se podía unir unos a otros, por ejemplo,
"átomos enganchados", "átomos pegados unos a otros
por reposo", o "unidos por movimientos conspirantes",
Newton señaló lo que inferiría posteriormente a partir
de su cohesión que:
«Las partículas se atraen unas a otras por alguna fuerza,
que en contacto inmediato es excesivamente grande, a
distancias pequeñas desempeñan operaciones químicas y
su efecto deja de sentirse no lejos de las partículas.»

7.  En 1929, sir John Lennard-Jones introdujo el método
de combinación lineal de orbitales atómicos (CLOA o
dentro de la teoría de orbitales moleculares, sugiriendo
también métodos para derivar las estructuras
electrónicas de moléculas de F2 (flúor) y las moléculas
de O2 (oxígeno), a partir de principios cuánticos
básicos.
 En 1935, H. H. James y A. S. Coolidge llevaron a cabo
un cálculo sobre la molécula de dihidrógeno que, a
diferencia de todos los cálculos previos que usaban
funciones sólo de la distancia de los electrones a partir
del núcleo atómico, usó funciones que sólo
adicionaban explícitamente la distancia entre los dos
electrones.

8. Teoría de enlace de valencia:
 En el año 1927, la teoría de enlace de valencia fue
formulada, argumentando esencialmente que el enlace
químico se forma cuando dos electrones de valencia,
en sus respectivos orbitales atómicos, trabajan o
funcionan para mantener los dos núcleos juntos, en
virtud a los efectos de disminución de energía del
sistema.
 En 1939, a partir de esta teoría, el químico Linus
Pauling publicó lo que algunos consideran uno de las
más importantes publicaciones en la historia de la
química: "Sobre la naturaleza del enlace químico".

9. Teoría de los orbitales moleculares:
 La teoría de los orbitales moleculares (TOM) usa una
combinación lineal de orbitales atómicos para formar
orbitales moleculares, que abarcan la molécula entera.
Estos orbitales son divididos frecuentemente en
orbitales enlazantes, orbitales antienlazantes, y
orbitales de no enlace. Un orbital molecular es
simplemente un orbital de Schrödinger que incluye
varios, pero frecuentemente sólo dos, núcleos. Si este
orbital es del tipo en que los electrones tienen una
mayor probabilidad de estar entre los núcleos que en
cualquier otro lugar, el orbital será un orbital
enlazante, y tenderá a mantener los núcleos cerca.

10. Orbital molecular HOMO-5 de tipo pi, en
la molécula de trifluoruro de boro,
calculado usando Spartan.
 Si los electrones tienden
a estar presentes en un
orbital molecular en que
pasan la mayor parte del
tiempo en cualquier
lugar excepto entre los
núcleos, el orbital
funcionará como un
orbital antienlazante, y
realmente debilitará el
enlace.

11. Comparación de las teorías del enlace de
valencia y de los orbitales moleculares:
 En algunos aspectos, la teoría del enlace de valencia es
superior a la teoría de orbitales moleculares. Cuando
se aplica a la molécula más simple de dos electrones,
H2, la teoría del enlace de valencia, incluso al nivel
más simple de la aproximación de Heitler-London,
produce una aproximación más cercana a la energía de
enlace, y provee una representación más exacta del
comportamiento de los electrones al formarse y
romperse los enlaces químicos.

12. Teoría de Lewis
 El químico estadounidense Lewis dio una definición acerca
del comportamiento de los ácidos y de las bases. Según
esta, una base sería una especie que puede donar un par de
electrones, y un ácido la que los puede aceptar.
 El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la
base debe tener algún par de electrones solitario. El
amoníaco es una base de Lewis típica y el trifluoruro de
boro un ácido de Lewis típico. La reacción de un ácido con
una base de Lewis da como resultado un compuesto de
adición. Los ácidos de Lewis tales como el tricloruro de
aluminio, el trifluoruro de boro, el cloruro estánnico, el
cloruro de cinc y el cloruro de hierro (III) son catalizadores
sumamente importantes de ciertas reacciones orgánicas.

13.  De esta forma se incluyen sustancias que se comportan
como ácidos pero no cumplen la definición de
Brønsted y Lowry, y suelen ser denominadas ácidos de
Lewis. Puesto que el protón, según esta definición, es
un ácido de Lewis (tiene vacío el orbital 1s, en donde
"alojar" el par de electrones), todos los ácidos de
Brønsted-Lowry son también ácidos de Lewis:
:NH3 + []H+ NH4+
:NH3 + []AICI3 N3N-AICI3
BASE ÁCIDO

14. Ejemplos de la Estructura de Lewis:
 Colocamos el elemento menos electronegativo en el centro y luego colocamos los
mas electronegativos afuera colocamos los atomos de hidrogeno
 ¿Cuántos electrones están disponibles para formar los electrones? Se hace
multiplicando los electrones de valencia de cada elemento por la cantidad d átomos
de los elementos de la formula
 Colocar 2 electrones entre cada 2 elementos para hacer enlaces cansillos
 Completar los octetos de los átomos que rodean el átomo central
 Si al terminar esto, el elemento central no cumple con el octeto, vamos a tomar dos
de los electrones libre de los átomos circundantes y vamos a formar enlaces dobles y
si es el caso enlaces triples. En este caso vamos a tomar dos electrones libres del
oxigeno de la parte derecha y los vamos a unir con el oxigeno para formar enlaces
dobles y para que el nitrógeno cumpla con el objeto.
 Revisamos los duetos y los octetos; el hidrogeno con le con el dueto, el oxigeno que
le sigue cumple con el octeto, el nitrógeno cumple también con 8 electrones, el
oxigeno de la derecha igualmente y el oxigeno de l aparte inferior también.
 Ahora lo que vamos a hacer es completar la carga formal para verificar que esta sea
la estructura mas estable y por lo tanto la correcta
Enlace que se forma en la molécula de HNO3 mediante el punto electrón de Lewis

15.  ¿Cómo vamos a verificar la carga formal? La verificamos restando los
electrones de valencia menos los electrones libres y la mitad de los
electrones que está compartiendo cada elemento
 El hidrogeno tiene un electrón de valencia y en este caso esta
compartiendo 1 electrón de valencia, como no tiene electrones libres,
vamos a restar un electrón de valencia menos uno de esos dos
electrones que esta compartiendo debe dar cero. La carga formal del
hidrogeno en este caso es cero.
 Luego continuamos con el oxigeno que le sigue al hidrogeno la cual
también es cero
 Continuamos con el nitrógeno y tiene una carga formal de +1
 El oxigeno de la derecha la carga formal es cero
 El oxigeno de abajo la carga formal es -1
 La carga formal del nitrógeno menos la carga formal del oxigeno
inferior nos da cero(0)

16.  Calcule el número total de electrones externos.
1 átomo de S = 6 e-
4 átomos de O = 24 e-
2 átomos de H = 2 e-
H2SO4 = 32 e- externos
Cada uno de los átomos de oxígeno tiene 6 electrones exteriores, 1 átomo de azufre
tiene 6 electrones externos y 2 átomos de hidrógeno tienen 2 electrones externos, por
lo tanto, hay un total de 32 electrones exteriores.
 Identifique el átomo central y escriba todos los demás átomos a su alrededor,
conectados a éste con un enlace covalente.
El átomo central es el azufre. Escriba los átomos de hidrógeno unidos a dos de los
oxígenos.
 Coloque los electrones restantes en la estructura de punto de tal manera que todos
los átomos en la molécula obtengan una configuración de un gas noble.
En la estructura del ácido sulfúrico, observamos los electrones color rojo entre el azufre
y el oxígeno superior y el azufre y el oxígeno inferior.
Enlace que se forma en la molécula de H2SO4 mediante el punto electrón de
Lewis.

17.  Estos electrones pertenecen al azufre. Aquí se produce una situación especial que
corresponde a la formación de un enlace covalente dativo o coordinado que por
definición es: aquel enlace covalente en el que el par de electrones compartidos es
suministrado sólo por uno de los átomos enlazados. Esto se puede representar de las
siguientes formas
 Verifique se ha colocado el número adecuado de electrones en la estructura y si cada
átomo tiene la configuración de un gas noble.

18.  El hidrogeno tiene configuración electrónica 1s¨1 por lo tanto pone en juego 1
electrón pero a la vez dos átomos de hidrogeno. Por lo tanto 2*1 electrón= 2
electrones
 El carbón tiene como estructura carbónica es de 2s¨2p¨2 y pone en juego 4
electrones
 Y el oxigeno tiene 2s¨2p¨4 por lo tanto pone en juego 6 electrones por 3 oxígenos
seria: 6*3=18 electrones
 Si se suman se tienes en total 24 electrones en juego
H: 1s¨1 2*1e=2e
C: [He] 2s¨2 p¨2 4e
O: [He] 2s¨2 p¨4 3*6e=18e
=24e
Electrones necesarios:
 Cada H pide 2e pero a la vez 2 átomos de hidrogeno
 El carbón pide 8e
 Y por ultimo cada oxigeno pide 8e
2*2 + 8 + 8*3 = 36e
-24e
=12e enlazantes (6 pares)
Realizar el enlace que se forma en la molécula de H2CO3 mediante el punto
electrón de Lewis.

19.  Por otro lado, si tenemos 24e y 12 de ellos son enlazantes por la diferencia 12 de ellos
no serán enlazantes (6 pares).