Enlace Covalente

ENLACE QUIMICO
1.INTRODUCCION
a) Enlace iónico
Los elementos con bajas energías de
ionización tienden a formar cationes y los
que tienen alta afinidad electrónica tienden
a formar aniones:
“la fuerza electrostática que une a los iones
de un compuesto iónico se denomina
enlace iónico”
Li + F
1s22s1

2s22p5

------------> Li + +
1s2

F

-

2s22p6

b) Enlace covalente
La primera idea de enlacecovalente la dio
Lewis que implica la compartición de
electrones.
En los átomos polieletronicos solo
participan los electrones de la capa de
valencia:

F

+

F

F F

c) Electronegatividad
Se define como el poder de un átomo en
una molécula para atraer electrones hacia
si. Esta también depende del medio
ambiente en torno al átomo
Moléculas homonucleares.- se comparte los
electrones de maneraequitativa
“enlace covalente no polar”
“molécula apolar”
Moléculas heteronucleares.- los electrones
pasan mas tiempo en la vecindad de un
átomo que en el otro
“Enlace covalente polar”

Criterios:
Enlace iónico------------> ∆EN > 2.0
Enlace covalente -------> ∆EN < 2.0
Ejemplo:
Clasifique los siguientes enlaces como
iónicos, covalentes polares o covalentes
puros:
a)El enlace HCl
b)El enlace en KF
c)Elenlace c-c en el H3C-CH3
Solución:
Electronegatividad: H(2.2), Cl(3.16), K(0.82),
F(3.98), C(2.55)

EL ENLACE
COVALENTE
1.INTRODUCCION
Lewis en 1916 sugirió que los electrones
externos de valencia se podían visualizar
como ubicados en los vértices de un cubo
imaginario en torno a un núcleo:

+

2. LA REGLA DEL OCTETO
Esta regla establece que los átomos,
ganan
pierden o comparten electrones hastaque
completan ocho electrones (octeto) en su
capa de valencia mas externa (excepto el
hidrogeno). El octeto se completa
compartiendo pares de electrones entre
los atomos enlazados. Ejemplo:
F
F N F

Existen unas cuantas moléculas anómalas en
las cuales el átomo central tiene menos de
ocho electrones. Hay también un numero
considerable de moléculas en que el átomo
central participa de mas de ochoelectrones
enlazantes:
F
Cl

B Cl
Cl

H Be H

F
F P
F

F

La teoría de Lewis es aplicable solo a los
elementos del periodo 2, para los que la
suma de los electrones s y p no podía ser
mayor de ocho. En el caso de elementos del
periodo 3 y de periodos superiores, los
electrones d se pueden usar para dar un
máximo teórico de 18 electrones enlazantes,
pero casi siempre tienen átomos centrales
con 8, 10o 12 electrones enlazantes.

Una de las deficiencias de Lewis es su
incapacidad de explicar el enlace en la
molécula de dioxigeno. Este posee un doble
enlace y dos electrones no apareados. Si
intentamos dibujar la estructura tendríamos
los siguientes diagramas puntuales:
O O
(1) Dioxigeno con
un doble
enlace

O

O

(2) Dioxigeno con dos
electrones no
apareados

Con excepción del dioxigeno lasestructuras
de Lewis proporcionan una representación
adecuada de los enlaces de moléculas

3. DISEÑO DE ESTRUCTURAS DE LEWIS
a)Requisitos fundamentales
•
Todos los electrones de valencia de los
átomos deben aparecer en ella
•
Generalmente todos los electrones
están apareados
•
Cada átomo adquiere como capa
externa 8 electrones, con algunas
excepciones
•
Algunas veces son necesarios formar
enlacesmúltiples en átomos de C, N, O, P
yS

b) Esqueleto de la estructura
• Los átomos de H son siempre terminales
y los de C casi siempre centrales
• Los átomos centrales suelen ser los de
menor electronegatividad. Excepto en
iones peroxo (O2=) e hidroxilo (OH-)
• Moléculas o iones poliatomicos
generalmente forman estructuras
compacta y simétricas:
H
H
I
|
O
H -O- O- P -O- O- H
H- O- P -O- H
| correctoIncorrecto
O

Átomos terminales

H

H

H

C

C

H

H

O

H

Átomos centrales

c) Estrategia para escribir estructuras de
Lewis
Ejemplo: C2N2
Paso 1: obtener el # total de electrones de
valencia
4+4+5+5=18 electrones
Paso 2: Identificar el átomo central o centrales
y escribir el esqueleto con enlaces simples
N-C-C-N

Paso 3: completar los octetos de los
átomos terminales
N–C–C–N
Paso 4:...