Enlace Covalente Y Teoria De Lewis

TEMA
TEMA 6: ENLACE COVALENTE:TEORÍA DE LEWIS

• Un símbolo químico representa el núcleo y los
electrones internos de un átomo.
• Los puntos situados alrededor del símbolo representan
los electrones de valencia o electrones más externos.
•

••
• As •
•
••
• Se •
•

• Al •
•

••
• Bi •
•

••
• Sb •
•
••
I•
••

••
Ar
••

••

••
• P•
•

••
•N •
•

Si•
•••

•

••

ENLACE COVALENTE EN MOLÉCULAS SENCILLAS.
POLARIDAD DE ENLACES COVALENTES.
COV
APLICACIÓN DE LA TEORÍA DE LEWIS A ESPECIES MÁS
COMPLEJAS.
CARGA FORMAL.
RESONANCIA.
EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO: ESPECIES CON
NÚMERO IMPAR DE ELECTRONES, OCTETOS
INCOMPLETOS
INCOMPLETOS Y OCTETOS EXPANDIDOS.
FORMA GEOMÉTRICA DE LAS MOLÉCULAS: TEORÍA RPECV.

Símbolos de LewisQuímica I. Grado en Química
Química I. Tema 6. Enlace Covalente

Teoría de Lewis

Enlaces por par electrónico. Teoría de Lewis

Una molécula es un conjunto finito de átomos unidos entre sí mediante
enlaces químicos.
Los enlaces químicos en las moléculas se denominan enlaces covalentes.

Pares de enlace y pares solitarios

Enlaces por par electrónico. Teoría de Lewis
El enlace químico queune a dos átomos en una molécula esta originado por la
compartición de pares de electrones entre los núcleos de los mismos.
 Esto implica que estos se encuentran bajo la atracción de dos núcleos y
que están localizados, preferentemente, entre ambos.
 Los electrones deben tener diferente número cuántico magnético de
espín (↑↓) que es la condición necesaria para compartir la misma región delespacio con las mínimas repulsiones entre ellos.
 En este modelo, cada uno de los dos electrones procede de un átomo
distinto aunque esta condición no es estrictamente necesaria

H

H

H

O

H
H

F

H

N
H

H

H

C

H

H

H
Química I. Tema 6. Enlace Covalente

Química I. Tema 6. Enlace Covalente

Estructuras
Estructuras de Lewis de iones

Enlacescovalentes coordinados
N

Cl

H

H

H

••
Cl
••

H

N
H

+

H

••
• Cl
••

+ H+

H

H

••

Mg •

2+
•• Mg
2 Cl
••
••

MgCl2

N

••

•

N

H

H

H

H

••

••
• Cl
••

H

+H
H

+

O

+

O

H

H

H

Química I. Tema 6. Enlace Covalente

Química I. Tema 6. Enlace Covalente

Electronegatividad, 

Enlaces múltiples

••

•

•

•

Capacidad del átomo de un elemento para atraer los electrones de un
enlace cuando forma parte de un compuesto.

••

••

Pauling

••

••

OCO

••

••

•

••

••

O

O

C

 A   B  0,102  / kJmol 1

N

O

N

O

  E ( A  B) 

1
E ( A  A)  E ( B  B)
2

O

O

A.L. Allred y E. Rochow

•

••

••

NN
•

••

•

NN

N

••

•N
•

•

•

N

 AR  0,744 

0,359 Z ef
(r / A) 2

Mulliken

1
2

 M  ( I  Ae )

 P  1,35  M  1,37

••

N•

••

•

••

•

••

O

••

O

•

••

OCO
••

•

OCO

••

••

••

•
•O
••

••

•
• C•
•

••

•

O•

••

H

••

2+ •• 2O
••
••

Ba

••

••
•O•
••

•
Ba •

BaO+

H

••

H

Química I. Tema 6. Enlace Covalente

Química I. Tema 6. Enlace Covalente

El
Electronegatividades de Pauling de los elementos químicos

Reglas para escribir la estructuras de Lewis
1. Con la fórmula estequiométrica determinar la forma en que están enlazados los

átomos entre sí, localizar el átomo central y los átomos periféricos. Generalmente el
átomo central esel más electropositivo y los periféricos los más electronegativos.
2. Determinar el número total de electrones de valencia de la molécula o ión. Si la
molécula es iónica sumar o restar el número de electrones equivalente a su carga.
3. Unir el átomo central a los periféricos por guiones que representan pares de electrones
de enlace.
4. Distribuir el resto de electrones como pares no...