Este documento describe la teoría del enlace covalente propuesta por Lewis. Explica que los átomos comparten electrones de valencia para alcanzar la configuración del gas noble más estable. Describe los símbolos de Lewis y cómo se usan para representar la estructura electrónica de moléculas. También cubre conceptos como la fuerza del enlace, la geometría molecular, y la teoría del enlace de valencia.

1. TEMA 4.-
ENLACE COVALENTE

2. 1. TEORÍA DE LEWIS
El ENLACE COVALENTE se establece cuando se combinan elementos
con electronegatividades altas y parecidas (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).

3. 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.
SÍMBOLOS DE LEWIS

4. 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.
SÍMBOLOS DE LEWIS

5. TEORÍA DE LEWIS APLICADA AL ENLACE COVALENTE
Determina el número total de electrones de valencia de la estructura.
Identifica el átomo o átomos centrales. Suele ser el átomo de electronegatividad
menor. El hidrógeno nunca es un átomo central.
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.

6. TEORÍA DE LEWIS APLICADA AL ENLACE COVALENTE
Coloca 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.

7. TEORÍA DE LEWIS APLICADA AL ENLACE COVALENTE
El número de electrones de valencia es:
C: 1s2
2s2
2p2
4e-
H: 1s1
1e-
x 4 = 4 e-
El átomo central es el C.
CH4
8 e-

8. TEORÍA DE LEWIS APLICADA AL ENLACE COVALENTE
El número de electrones de valencia es:
C: 1s2
2s2
2p2
4e-
O: 1s2
2s2
2p4
6e-
H: 1s1
1e-
x 2 = 2 e-
El átomo central es el C.
H2
CO
12 e-

9. 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.

10. EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO
a) Moléculas con un número impar de electrones:
11 e-
valencia
Ej.: Cl2
O, NO2
NO

11. EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO
b) Octetos incompletos: moléculas en las cuales el átomo central tiene
menos de un octeto.
6 e-
valencia
Ej.: BeH2
BF3

12. EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO
c) Octeto expandido: moléculas en las cuales el átomo central tiene más
de un octeto.
10 e-
valencia 12 e-
valencia
PCl5
SF6
Todos estos átomos centrales tienen disponibles orbitales d
donde se alojan los pares de electrones extras.

13. 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).

14. FORMAS RESONANTES
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.

15. 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).

16. CARGA FORMAL
Para la molécula de CO2
, las estructuras posibles son:
Las estructuras que tienen mayor peso son aquellas que implican menores
cargas formales (más próximo a cero). En el caso anterior la primera
estructura da cargas formales nulas, por lo que esa será fuertemente
dominante.

17. 2. FUERZAS DE LOS ENLACES COVALENTES
La fuerza del enlace covalente entre dos átmos se determina por la energía que
se requiere para 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.

18. FUERZA Y LONGITUD DE ENLACE
AI 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.

19. 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

20. ELECTRONEGATIVIDAD Y POLARIDAD DE LOS ENLACES
HCl X (Cl) = 3,0 ENLACE COVALENTE POLAR
X (H) = 2,1 DX = 0,9
NaCl X (Cl) = 3,0 ENLACE IÓNICO
X (Na) = 0,9 DX = 2,1
El concepto de POLARIDAD DE ENLACE es útil para
describir en qué grado se comparten los electrones de
enlace.

21. ELECTRONEGATIVIDAD Y POLARIDAD DE LOS ENLACES
ENLACE
COVALENTE
NO POLAR: Los electrones se comparten por igual.
Distribución simétrica de electrones.
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.

22. 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.

23. 3. GEOMETRÍA MOLECULAR
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.

24. 3. GEOMETRÍA MOLECULAR
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

25. 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.
REGLAS PARA PREDECIR LA GEOMETRÍA

26. 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 H2
O

27. 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 tienden a comprimir los
ángulos entre los pares de electrones.
EFECTO DE LOS ELECTRONES NO ENLAZANTES SOBRE LOS
ÁNGULOS DE ENLACE

28. 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 POLAR: F-F m = 0 ENLACE NO POLAR MOLÉCULA NO POLAR
MOLÉCULAS POLIATÓMICAS (más de un enlace)
EFECTO DE LOS ELECTRONES NO ENLAZANTES SOBRE LOS
ÁNGULOS DE 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.

29. EFECTO DE LOS ELECTRONES NO ENLAZANTES SOBRE LOS
ÁNGULOS DE ENLACE
CO2
Cada enlace C=O es polar: mC-O
≠ 0.
Al sumar vectorialmente los momentos dipolares de los dos
enlaces:
mTOTAL
= 0 MOLÉCULA NO POLAR

30. EFECTO DE LOS ELECTRONES NO ENLAZANTES SOBRE LOS
ÁNGULOS DE ENLACE
H2
O Cada enlace O-H es polar.
Al sumar vectorialmente los momentos dipolares de los dos
enlaces:
mTOTAL
≠ 0 MOLÉCULA POLAR
El MODELO RPECV proporciona un medio sencillo para
predecir la forma de las moléculas pero no explica los enlaces
entre átomos.

31. 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.

32. 4. TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIA
ENLACE s: Solapamiento frontal de los orbitales atómicos. La densidad
electrónica se concentra en el eje internuclear.
Solapamiento OA s + OA s:
Solapamiento OA s + OA p:
Solapamiento OA p + OA p:
Un enlace simple está constituido por un enlace s.
TIPOS DE ENLACE

33. 4. TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIA
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).
Solapamiento OA p + OA p (orientados perpendicularmente al eje
internuclear):
Consta de más de un lóbulo y participan orbitales p y d.
TIPOS DE ENLACE

34. 4. TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIA
ENLACE DOBLE: un enlace s y un enlace p (O2
).
ENLACE TRIPLE: un enlace s y dos enlaces p (N2
).
Cuanto mayor es el solapamiento, más fuerte es el enlace.
Un ENLACE s (solapamiento frontal) es más fuerte que un ENLACE p
(solapamiento lateral).
TIPOS DE ENLACE

35. 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.

36. 5. 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.
ORBITALES HÍBRIDOS

37. Hibridación sp
BeF2
Be (Z = 4): 1s2
2s2
1s
1s
1s
2s
sp
2s 2p
2p
2p PROMOCIÓN
ELECTRÓNICA
HIBRIDACIÓN
Los orbitales sp son EQUIVALENTES pero apuntan en
direcciones opuestas.
El BeF2 tiene dos enlaces idénticos y una geometría LINEAL.

38. Hibridación sp2
BF3
Be (Z = 5): 1s2
2s2
2p1
1s
1s
1s
2s
sp2
2s 2p
2p
2p PROMOCIÓN
ELECTRÓNICA
HIBRIDACIÓN
Los orbitales sp2
del boro solapan con los orbitales 2p del flúor.
Puesto que todos los orbitales sp2
son equivalentes, el BF3
tiene
tres enlaces idénticos y una geometría trigonal plana.
Los ángulos FBF son de 120º.

39. Hibridación sp3
CH4
C (Z = 6): 1s2
2s2
2p2
1s
1s
1s
2s
sp3
2s 2p
2p PROMOCIÓN
ELECTRÓNICA
HIBRIDACIÓN

40. 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).
REGLAS PARA PREDECIR LOS ORBITALES HÍBRIDOS EMPLEADOS
POR UN ÁTOMO AL ENLAZARSE

41. 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.

42. 6. FUERZAS INTERMOLECULARES
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.

43. Fuerzas de Van der Waals
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 aumentan cuando la polaridad aumenta.
Los puntos de ebullición aumentan cuando el momento dipolar aumenta.
DIPOLO-DIPOLO

44. Fuerzas de Van der Waals
Los dipolos pueden inducir dipolos en moléculas no polares.
Son fuerzas mucho más débiles que las dipolo-dipolo.
DIPOLO-DIPOLO INDUCIDO

45. 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 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.

46. Fuerzas de dispersión de London
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.

47. 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.

48. 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.

49. 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.

50. 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.

51. 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.

52. Propiedades de los sólidos covalentes
Los enlaces se dan a lo largo de todo el cristal.
Gran dureza y puntos de fusión altos.
Son sólidos.
Insolubles en todo tipo de disolvente.
Malos conductores.
La estructura de capas del grafito lo hace más blanco y conductor.

53. 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.