Enlace Químico

ENLACE COVALENTE

GILVERT N. LEWIS: En 1916 propuso que los electrones de valencia se pueden visualizar ubicados en los vértices de un cubo y que si un átomo requiere llenar tales vértices entonces deberá compartir aristas para completar los 8 electrones.
LINUS PAULING: En 1937 con las ideas de la mecánica cuántico concibió un modelo que implicaba la superposición de orbitales atómicos. Ganóel Premio Novel en 1954. Y en 1962 (el de la Paz).
TEORÍA DE LEWIS
La fuerza impulsora de la formación de enlaces es la tendencia de cada átomo de la molécula a alcanzar un octeto de electrones en su nivel energético externo. El octeto se completa compartiendo pares de electrones entre los átomos enlazados.
Excepciones
El átomo central tiene menos de 8 electrones
El átomo central tiene más de8 electrones
El átomo central tiene un número impar de electrones.
Orden de enlace parcial
En muchos casos la estructura que se deduce no muestra una correlación con los datos de enlace medidos experimentalmente. El ión nitrato:

Flecha doble entre las dos formas de resonancia.


Carga formal
En algunos casos podemos dibujar más de un diagrama . En estos casos se usa el concepto decarga formas para decidir cuáles posibilidades son realistas. Para determinar la carga formal se dividen equitativamente los electrones enlazantes entre los átomos que constituyen la molécula y se compara el número de electrones asignados a cada átomo con el número original de electrones de valencia del mismo.

De acuerdo con el concepto de carga formal, la estructura de menor energía será la quetenga las menores cargas formales en los átomos.
TEORÍA DE LA REPULSIÓN DE LOS PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA
Resulta eficaz para deducir la forma molecular usando diagramas puntuales. Supone que las repulsiones entre los pares de electrones de los niveles energéticos ocupados más externos de un átomo central hace que estos pares de electrones se ubiquen tan lejos uno del otro comoes geométricamente posible. Una limitante es que supone los orbitales s, p, d como degenerados, no hace diferencias energéticas. Se ocupa de los agrupamientos electrónicos en torno al átomo central. Un agrupamiento electrónico puede ser un par de electrones de un enlace sencillo, los pares de electrones de un enlace doble, los tres pares de electrones de un enlace triple, un par de electrones nocompartido o un electrón solo.
Geometría lineal
Todas las moléculas diatómicas son lineales. Otros ejemplos son algunas moléculas triatómicas.
El cloruro de Berilio en su punto de ebullición (820 oC): Cl – Be –Cl, O=C=O
Geometría trigonal
La separación máxima de tres pares de electrones demanda un ángulo de 120o .
Trifluoruro de Boro:

Moléculas y iones con geometría plana trigonalPares enlazantes
Pares no compartidos
Forma
3
0
Trigonal
2
1
V



Geometría Tetraédrica
Las moléculas adoptan una geometría tridimensional con ángulos de enlace de 109.5 o. Metano (Sin pares de e libres), Amoniaco(un par de e libres), Agua(2 pares de e libres).
Moléculas e iones con geometría tetraédrica
Pares enlazantes
Pares no compartidos
Forma
4
0
Tetraédrica
3
1Piramidal trigonal
2
2
V (Angular)

Geometría bipiramidal trigonal
Subyacen tres enlaces ecuatoriales de 120o y dos enlaces axiales a 90o.
Cuando hay pares de electrones no compartidos se siguen las siguientes reglas:
1ª. Los pares no compartidos se sitúan de tal manera que estén separados unos de otros tanto como sea posible.
2ª. Los pares no compartidos deberán estar tan lejos de lejos depares enlazantes como se posible.
Moléculas e iones con geometría bipiramidal trigonal
Pares enlazantes
Pares no compartidos
Forma
5
0
Bipiramidal Trigonal
4
1
Balancín
3
2
T
2
3
Lineal

Geometría Octaédrica
Se forma por 6 agrupaciones electrónicas con ángulos de 90o.
Pares enlazantes
Pares no compartidos
Forma
6
0
Octaédrica
5
1
Piramidal cuadrada
4
2
Cuadrada...