Uniones Químicas y 

Estructuras de Lewis 

Prof. Dr. Rafael P. Fernandez rpfernandez@uncu.edu.ar 

Universidad Nacional de Cuyo

Instituto de Ciencias Básicas

QUÍMICA GENERAL ‐ 2011 

Enlace Químico 

Enlace Químico •  Los átomos reaccionan para alcanzar configuraciones electrónicas más estables 

•  El fuerza de la unión química radica en la atracción de los electrones compar?dos en el enlace hacia los núcleos de los átomos enlazados 

•  Tipos de Enlace: – Enlace Iónico : 

•  Transferencia total (%) de e‐ de un átomo a otro 

•  Diferencia de electronega?vidad mayor a 1.7 (2.0). 

– Enlace Covalente : •  Transferencia parcial de e‐ entre los átomos. •  Diferencias de electronega?vidad pequeñas.  

Enlace Iónico •  Uno de los átomos cede totalmente los e‐ de valencia y forma un ca?ón. El e‐ es aceptado por otro átomo formando un anión 

•  Δelectro(‐) > 1,7 (2,0) entre los átomos.  

•  Ejemplos: – NaCl, NaF, CaCl2, CsBr, K2O 

•  Energía Re?cular: – Es la energía de estabilización que posee un sólido iónico debido a la atracción electrostá?cas de los aniones y ca?ones que forman la red cristalina 

ΔH=I1=Ei

496kJ Na+

(g)+ Cl-(g)

ΔH=Ae

-349kJ

Ered= -788kJ Na(s)+ ½ Cl2(g)

0

-411,6 NaCl(s)

229,4 Na(g)+ Cl(g)

Na+(g)+ Cl(g)

ΔH0f= -411,6kJ

Ciclo de Born‐Haber (Energé?ca del Enlace Iónico) 

ΔH=Δhsub+ De

229.4kJ

Ener

gía

/ kJ

Propiedades de los Sólidos Iónicos 

•  Poseen una estructura de red cristalina – Cúbica centrada en las caras, hexagonal, etc. 

•  Son solubles en agua y solventes polares – Las soluciones son conductoras de la electricidad 

•  Al fundirse también conducen la electricidad 

•  Son duros y poseen alto punto de fusión – Esto se debe a la alta fuerza re?cular que los une 

Ejemplificación:  •  Formación del Fluoruro de Sodio (NaF): 

9F:     7 e‐ de valencia  Electro(‐) = 4.0 

11Na: 1 e‐ de valencia  Electro(‐) = 0.9 

Diferencia de electronegatividad:

0.1 0.2 0.3 0.4 0.5 0.6 0.7 0.8 ................ 2.5 2.6 2.7 2.8 2.9 3.0 3.1 3.2

0.5 1 2 4 6 9 12 15 ................ 79 82 84 86 88 89 91 92

Carácter iónico porcentual %:

Na + F [ Na +] + [ F- ] catión Anión

Red Cristalina

∆ = 3.1

Enlace Covalente 

•  Es el ?po de unión química en la cual los dos e‐ son compar?dos por dos átomos, formando un enlace 

•  Los núcleos (+) de los átomos se man?enen unidos debido a la estabilidad adquirida al completar una capa completa gracias a los e‐ compar?dos 

•  Solamente par?cipan los electrones de valencia – Existen pares de electrones libres y enlazados 

•  En general se u?lizan diagramas de Lewis para representar este ?po de enlaces: – Diagramas de puntos y rayas 

Representación Esquemá?ca 

•  Tipos de enlaces covalentes 

Cada átomo aporta 1 e- al enlace

Enlace Dativo (Coordinado)

Símbolos de Lewis •  Se escribe el símbolo de un dado elemento (el cual representa el kernel del átomo) y se colocan tantos puntos como e‐ de valencia tenga el átomo. 

•  Ejemplos 

Estructuras de Lewis •  Se representa el enlace covalente usando los símbolos de Lewis y u?lizando líneas para representar los pares de e‐ que forman un enlace – Los pares de e‐ libres también se marcan sobre cada átomo 

•  Regla del Octeto: – Un átomo ?ende a formar enlaces hasta que se rodea de 8 e‐ de valencia (a excepción del Hidrógeno) 

– Al tener cada átomo 8 e‐ de valencia en su úl?ma capa, se adquiere una estabilidad adicional. 

– La configuración electrónica general que se ob?ene para cada átomo enlazado es ns2 np6 (n = 2,3,4…). 

Ejemplos 

Enlace covalente Coordinado

Tipos de pares de electrones •  Pares de electrones compar?dos: 

– Enlace Simple     1 par de e‐  

– Enlace Doble       2 par de e‐ – Enlace Triple       3 par de e‐ 

•  Pares de electrones libres – Son los e‐ de valencia que no par?cipan del enlace 

Enlace Covalente 

Energía de Disociación de Enlace

Enlace Covalente vs. Enlace Iónico 

Reglas Generales Construcción de Diagramas de Lewis 

1.  Se escribe la C.E. de cada uno de los átomos. Se cuentan los electrones de valencia individuales y totales. 

•  Para los aniones se suman los e‐ y para los ca?ones se restan 2.  Se dibuja una estructura esquemá?ca 

•  El átomo central en general es el menos electronega?vo •  El H y el F ocupan posiciones terminales (mas electronega?vos) 

3.  Se dibuja al menos un enlace simple entre el átomo central y todos los átomos que lo rodean 

•  Se completan los octetos de todos los átomos (empezando por los extremos) hasta ocupar todos los electrones disponibles. 

•  Los e‐ adicionales de los aniones siempre se colocan sobre uno de los átomos terminales (más electronega?vo) 

4.  Si no se cumple la regla del octeto para algún átomo (átomo central) se forman enlaces dobles o triples (o enlaces da?vos). 

Resonancia •  Hay casos en los cuales no es posible describir el enlace químico con 1 sola estructura de Lewis 

•  Una estructura resonante es una de las dos o más estructuras de Lewis existentes para una molécula 

•  Ejemplo: O3. – Ambos enlaces son idén?cos   X

Casos Par?culares 

•  Octeto Incompleto – BF3 (3+7x3= 24 e‐ de valencia). – Otros ej: Compuestos Grupos 1A, 2A y 3A 

•  Octeto Extendido – Átomo central posee orbitales d disponibles – PCl5 (5+7x5= 40 e‐ de valencia). – Otros ej: ClF3, SF4, XeF4 

•  N° de electrones impar – NO (5+6 = 11 e‐ de valencia). – Otros ej: ClO2, NO2 

Carga Formal •  Es la diferencia entre el n° de e‐ de valencia del átomo aislado y el n° de e‐ de valencia que rodean al átomo al formar un enlace – Se calcula considerando: 

•  X = n° de e‐ de valencia originales •  Y = n° de e‐ no compar?dos (pares libres) 

•  Z = n° de e‐ compar?dos 

– La Cf nega?va debe estar sobre el átomo más electro(‐) 

– No puede haber dos átomos adyacentes con Cf idén?ca 

Cf = X – (Y + Z/2)

- C: Cf= 4-(0+8/2)= 0 - O: Cf= 6-(4+4/2)= 0

- C: Cf= 4-(2+6/2)= -1 - O: Cf= 6-(2+6/2)= +1

Geometría Molecular 

Geometría Molecular •  Las estructuras de Lewis permiten describir los enlaces químicos, pero no la forma tridimensional de las moléculas estudiadas 

•  Las Geometría está dada por las distancias y los ángulos de enlace (medidos experimentalmente) 

•  Para compuestos del ?po AXn, en donde A es el átomo central unido a n átomos de X, no hay muchas posibilidades 

•  La Teoría de la Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV) permite predecirlas 

TRPECV •  Considera solamente pares de e‐ de valencia 

– Los enlaces múl?ples son ignorados !!! 

•  Los e‐ de valencia se ubican de forma tal de minimizar la repulsión entre ellos – Mientras más cerca están, mayor repulsión 

– Pares de e‐ no enlazados (PEN) se repelen más que los pares de e‐ enlazados (PEE) 

•  Es necesario dis?nguir entre: – Geometría Electrónica (depende de la estructura de Lewis) – Geometría Molecular (depende de la geometría electrónica) 

TRPECV •  Geometría Electrónica: 

TRPECV 

Geometría  Molecular 

Geometría  Electrónica 

Ejemplos •  AX3 

– NO3‐ 

•  AX4 – CH4      NH3      H2O 

•  AX6 – SF6 

0 1 2 3 4

Incrementa caracter iónico

Incrementa caracter covalente

Enlace

coval.

puro

Enlace

Iónico

puro Enlace covalente polar

Diferencia de electronegatividad

Enlace covalente polar....

Significa que todas las moléculas serán polares...??

Momento Dipolar 

Momento Dipolar (µ) •  Se genera cuando existe una distribución asimétrica de los e‐ alrededor de los núcleos enlazados – Se genera una dipolo, el cual posee un extremo con densidad de carga (δ) nega?va (δ-) y otro posi?va (δ+) 

– La δ- está centrada sobre el átomo más electronega?vo •  El grado de polaridad depende de la diferencia de electro(‐) 

– De este modo se definen los enlaces: •  µ = 0 covalente no polar •  µ ≠ 0 covalente polar

H Cl δ+ δ-

µ = δ.d

Moléculas Polares •  Para determinar la polaridad de una molécula poliatómica, es preciso conocer: – Polaridad de cada uno de los enlaces – Geometría Molecular 

CO2

Cada dipolo C-O se anula porque la molecula es lineal

Los dipolos H-O no se anulan porque la molécula no es lineal.

H2O

Moléculas Polares y No Polares 

µ(molécula) = 0 µ(molécula) = 0