4. ENLACE COVALENTE.
Este enlace se debe esencialmente a la compartición de electrones entre átomos, de manera que la
Energía del sistema disminuye respecto de la que tenían los átomos separados. Se produce al unirse
átomos con electronegatividades semejantes y elevadas (elementos no metálicos y/o el hidrógeno).
Covalencia
Se denomina así al número de electrones compartidos por cada elemento en un compuesto
Covalente.
Estructuras de Lewis
En estas estructuras cada átomo se indica con su símbolo rodeado de unos puntos que representan
Los electrones del último nivel. Estos pueden aparecer también como aspas (para diferenciarlos de
Los del otro átomo) o como rayas (en caso de pares electrónicos).
Los átomos se enlazan uniendo los electrones necesarios mediante líneas, de manera que al final
Cada átomo esté rodeado de ocho electrones (menos las excepciones a la regla del octeto vistas
Antes), manteniendo como propios sus electrones de Valencia.
Reglas para diseñar fácilmente las estructuras de Lewis de moléculas complejas:
➢ Determinamos el total de los electrones de la capa externa de cada átomo (E), a este valor le
Tenemos que sumar o restar los electrones correspondientes a las cargas.
➢ Calculamos el total de electrones que caben en la capa de Valencia de cada átomo (V).
Tenemos que tener en cuenta las excepciones a la regla del octeto
➢ Obtenemos el total de pares de electrones compartidos (C). C=
V −E/2
➢ Calculamos los pares de electrones no enlazantes (N). N=
E/2
−C
➢ Colocamos los átomos de la forma más simétrica posible, estableciendo cual es el átomo
Central (normalmente el que tiene mayor covalencia o el menos electronegativo)
➢ Unimos esos átomos con los enlaces que resultan de calcular C.
➢ Distribuimos N por los átomos hasta que todos tengan el octeto completo ( teniendo en
Cuenta las excepciones).
Resonancia.
Cuando en una molécula existen dobles enlaces hay veces que la colocación de éstos no
Corresponde a una posición fija, sino que pueden colocarse en varias posiciones diferentes en torno
A un mismo átomo. Todas estas posiciones representan las posibles estructuras de Lewis de la
Molécula y todas contribuyen a la estructura final. Esta estructura final se denomina híbrido de
Resonancia, porque para construirla se tiene en cuenta todas las posibles distribuciones.
Cuando esto ocurre la distancia de enlace no corresponde a la de un enlace simple o a la de uno
Doble, tomando en realidad un valor intermedio entre ambas. Lo mismo ocurre cuando en la
Molécula aparecen triples enlaces.
La existencia de formas resonantes conlleva un aporte energético negativo denominado energía de
Resonancia, que produce una disminución energética que estabiliza el sistema. Esta será mayor
Cuantas más sean las estructuras resonantes que se puedan postular para una molécula.
Teoría de Repulsión de los Pares Electrónicos de la Capa de Valencia (T.R.P.E.C.V.)
A diferencia del enlace iónico, el enlace covalente es direccional y muchas de las propiedades de las
Moléculas covalentes se explican por la forma que adquiere la molécula.
Esta teoría complementa la teoría de Lewis para predecir cual va a ser la geometría de una molécula
Dada siguiendo la siguiente regla: “Los pares electrónicos (pares no enlazantes o enlaces) se
Repelen unos a otros, por lo que se sitúan espacialmente lo más alejados posible entre sí”.
Teniendo en consideración dicha norma, la geometría de los tipos de moléculas más comunes es la
Siguiente: TABLA.
Teoría del enlace de Valencia (TEV)
(Como se ha visto, las estructuras electrónicas de Lewis tienen limitaciones: la regla del octeto no
Siempre se cumple y además, es necesario utilizar la TRPECV para poder explicar la geometría de
Las estructuras.
Por esa razón, para explicar el enlace covalente se propuso en 1927 una nueva teoría, llamada de
Enlace de Valencia, con un planteamiento totalmente diferente, ya que utiliza los orbitales atómicos
Como elemento clave.)
Según esta teoría, un orbital atómico de un átomo con
Un electrón va a solapar con otro orbital atómico con un
Electrón de un átomo distinto. Al superponerse los dos
Orbitales atómicos se forma un orbital molecular,
Constituido por dos electrones, que es lo que va a
Producir el enlace entre los átomos.
Si los orbitales que se solapan son s o p , se pueden
Considerar dos tipos de enlaces:
Enlace σ. Se forma por solapamiento frontal, de orbitales s o p con otro orbital s o p. Este
Solapamiento origina enlaces sencillos.
Enlace π. Ocurre por solapamiento lateral, de los orbitales p, formando los dobles y triples enlaces.
El enlace σ es más fuerte que el π, puesto que su solapamiento es mayor.
En algunos casos, los electrones que están inicialmente apareados pueden desaparearse para
Participar en el enlace si existen orbitales vacíos en la misma capa. Así se explican las valencias
Anómalas que puedes presentar algunos átomos.
Hibridación de orbitales atómicos.
En muchas moléculas, no se puede explicar su estructura real mediante el solapamiento de orbitales
Atómicos. Para justificarla, la TEV emplea el concepto de hibridación: “combinación lineal de
Orbitales atómicos de un mismo átomo para dar orbitales atómicos híbridos”
En este proceso de hibridación:
➢ Los orbitales que interaccionan pertenecen al mismo átomo y casi siempre son de la capa de
Valencia, por lo que al tener energía similar ocurre la hibridación.
➢ El número de orbitales híbridos que se forman es igual al número de orbitales atómicos que
Interaccionan.
➢ Los orbitales híbridos se designan utilizando las letras correspondientes a los orbitales
Atómicos que le dieron origen con un súperíndice que indica el número de orbitales atómicos
De cada tipo que participan en la hibridación.
➢ La orientación espacial de los orbitales híbridos sigue la TRPECV y depende del número de
Orbitales que se formen.