EL ENLACE QUÍMICO
Cristian Camilo Garcia
Profesor en formación

En nuestra cotidianidad
encontramos sustancias en las
cuales existen fuerzas que las
mantienen estables y por ello
podemos hacer uso de ellas para
nuestro beneficio, claro ejemplo
son la sal y el azúcar de la cocina.
Dichas sustancias tienen unas
interacciones a nivel microscópico
que las caracterizan y
determinan sus propiedades
físicas y químicas; estas
interacciones se denominan
enlaces, de tipo iónico en la sal y
de tipo covalente entre los átomos
de carbono e hidrogeno en el
azúcar.
¿ A PARTIR DE LA ESTRUCTURA ELECTRÓNICA
ES POSIBLE DETERMINAR LAS CARACTERÍSTICAS
DEL TIPO DE ENLACE?

Retomando el trabajo de Pauli y
su principio de exclusión,
Heisenberg y relación de la
indeterminación de la posición
de un electrón, Aufbau y su
principio para la ubicación de
los electrones en los orbitales de
un átomo. Gilbert N. lewis
quería representar de manera
grafica la unión entre 2 o mas
átomos por medio de los
electrones de valencia, que son
los que interactúan en el enlace
químico. De esta manera poder
explicar la naturaleza del
enlace y clasificarlos como
IONICO, COVALENTE O
METALICOS.
SÍMBOLOS DE LEWIS Y LA REGLA DEL
OCTETO
Es
una
representación
simplificada de los enlaces de
una molécula, utilizando un
punto por cada electrón que
forman el enlace de la
molécula.
REGLA DEL OCTETO
 En general los elementos
representativos adquieren
configuraciones electrónicas
de gases nobles.

Los átomos se unen
compartiendo, ganando o
perdiendo electrones hasta
conseguir
completar
la
última capa con 8 e- (4
pares de e-) es decir
conseguir la configuración
de gas noble: s2p6 (a
excepción de el helio)
TIPOS DE
ENLACES
Covalente
polar
Iónico
apolar
No todas las sustancias químicas
poseen las características de los
materiales iónicos. Por ello es
necesario un modelo diferente
para el enlace entre los átomos
donde hay una compartición de
pares electrónicos.
gran diferencia de
electronegatividades entre
átomos, lo que genera atracciones
entre iones con diferente carga.
Metalico
TEORIA DE LEWIS
DEL ENLACE COVALENTE
Se basa en las siguientes
hipótesis:



Los átomos para conseguir 8
e– en su última capa
comparten tantos electrones
como le falten para completar
su capa (regla del octeto).
Cada pareja de e–
compartidos forma un enlace.
Se pueden formar enlaces
sencillos, dobles y triples con
el mismo átomo.
RESONANCIA


No siempre existe una única estructura de Lewis
que pueda explicar las propiedades de una
molécula o ion.
Existen moléculas que pueden tener varias
estructuras equivalentes sin que se pueda dar
preferencia a una sobre las demás
Formas resonantes
-
-
-
No son diferentes tipos de moléculas, solo hay un
tipo.
Las estructuras son equivalentes.
Sólo difieren en la distribución de los
electrones, no de los átomos.
Ejemplos comunes: O3, NO3-, SO42-, NO2, y benceno.
or
COMO DIBUJAR ESTRUCTURAS DE LEWIS





1. sumar los electrones de valencia de todos los átomos. En el caso
de un anión, sume un electrón al total por cada carga negativa. En
el caso de un catión, reste un electrón por cada carga positiva.
2. escriba los símbolos de los átomos para indicar cuales átomos
esta unidos entre si, y conéctelos con un enlace sencillo.
3. complete los octetos de los átomos unidos al átomo central.
4. coloque los electrones que sobre en el átomo central. Incluso si
ello da lugar a mas de un octeto.
5. si no hay suficientes electrones para que el átomo central tenga
un octeto, pruebe con enlaces múltiples.
EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO

Hay tres clases de excepciones a la regla del
Octeto:
a)
Moléculas con nº de e- impar.
NO (5+6=11 e- de valencia)
N
O
Otros ejemplos: ClO2, NO2
b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octeto.
BF3 (3+7x3= 24 e- de valencia).
F
B
F
F
Ej: Compuestos de los grupos 1A, 2A y 3A.
c) Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octeto.
La clase más amplia de moléculas que violan la regla consiste en especies
en las que el átomo central está rodeado por mas de 4 pares de e-,
tienen octetes expandidos.
XeF4
PCl5
nº de e- de v  5+7x5= 40 eCl
Cl
P
nº de e- de v  8+7x4= 36 e-
F
Cl
Cl
F
Xe
F
F
Cl
Otros ejemplos: ClF3, SF4, XeF2
Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d),
donde se alojan los pares de e- extras.
EXCEPCIONES A LA TEORÍA DE LEWIS



Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número
impar de electrones.
Moléculas tipo BeCl2 o BF3 con marcado carácter
covalente en las cuales el átomo de Be o de B no
llegan a tener 8 electrones.
Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo central
tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e– ).
OCTETO INCOMPLETO


El boro el berilio y otros elementos forman compuestos
sin que se cumpla la regla del octeto.
El boro tiene 6 electrones en su última capa en lugar
de 8 cuando forma enlaces covalentes.
F
F
B
F
OCTETO AMPLIADO


La regla del octeto se basa en que el último nivel es
s2p6 pero a partir del tercer nivel existen otros
orbitales d , f al que pueden promocionar
electrones.
Se obtiene estructuras que aunque no tienen
configuración de gas noble, también son estables
Cl
Cl
P
Cl
Cl
Cl
REGLA DEL DUETO
•Así como los elementos electronegativos,
cumplen la regla del octeto, para alcanzar la
configuración de un gas noble. El
Hidrogeno, cumple la regla del dueto.
•La regla del dueto consiste en que el H2, al
combinarse con otro elemento, ya sea en un
enlace iónico o un enlace covalente, lo hace
para completar su orbital con 2 electrones.
ENLACE COVALENTE DATIVO O
COORDINADO
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El enlace químico