2.3 Enlace Covalente

(1)

(2)

Competencia específica a desarrollar:

(3)

Contenido de la presentación:

2.1 Introducción 2.2 Enlace iónico

2.3 Enlace covalente

2.4 Enlace metálico

2.5 Fuerzas intermoleculares y propiedades físicas

(4)

(5)

• La mayor parte de las sustancias que existen no tiene características de compuestos iónicos.

(6)

2.3 Enlace covalente

• Cuando se comparte un par de electrones se forma un enlace covalente sencillo, que en general se conoce como enlace sencillo.

• En algunas moléculas, los átomos logran octetos completos compartiendo más de un par de electrones.

• Si se comparten dos pares de electrones se tiene un enlace doble.

(7)

Enlace covalente no polar o covalente

puro

• Se produce cuando ambos átomos disponen de la misma fuerza de

atracción de los electrones hacia su mismo núcleo.

(8)

Enlace covalente polar

• Se origina cuando uno de los átomos dispone de mayor fuerza de atracción de los electrones hacia su núcleo, como resultado se origina una molécula con parte negativa y otra parte positiva (dipolo).

• Los enlaces covalentes polares siempre se producen cuando el enlace se realiza entre 2 átomos diferentes.

• El grado de polaridad de la molécula resultante del enlace covalente, depende de la fuerza o atracción que atrae los electrones hacia un átomo, este concepto es definido mediante la electronegatividad.

(9)

Polaridad de enlace y

electronegatividad

• La polaridad de enlace es una medida de qué tan equitativamente se comparten los electrones en cualquier enlace covalente.

• Puede utilizarse la diferencia de electronegatividad entre dos átomos para medir la polaridad del enlace entre ellos.

• Por ejemplo: F₂, HF, LiF

F₂ HF LiF

Diferencia de electronegatividad 4-4=0 4-2.1=0.9 4-1=3

(10)

Polaridad de enlace y

electronegatividad

• En el HF, ya que el átomo de flúor es más electronegativo que el átomo de hidrógeno, los electrones se comparten de forma desigual, haciendo que el enlace sea polar.

• Como el flúor es más electronegativo atrae la densidad electrónica hacia sí, alejándola del átomo de hidrógeno.

• Por esta razón deja una carga parcial positiva en el hidrógeno y una carga parcial negativa en el flúor.

H-F

d

+

_d

-H-F

(11)

Momentos dipolares

• La polaridad de las moléculas ayuda a determinar muchas propiedades observadas a nivel macroscópico, en el laboratorio y en la vida diaria.

• Las moléculas polares se alinean unas a respecto a otras, con el extremo negativo de una molécula y el extremo positivo de otra atrayéndose entre sí.

(12)

Momentos dipolares

• Siempre que una distancia separa a dos cargas eléctricas de igual magnitud, pero de signos contrarios, se establece un dipolo.

• La medida cuantitativa de la magnitud de un dipolo se conoce como momento dipolar. Se representa como .

• Si dos cargas de igual magnitud, pero signos contrarios, Q₁ y Q₂, están separadas una distancia r, la magnitud del dipolo es:

𝜇 = 𝑄𝑟

• Por lo regular los momentos dipolares se reportan en debyes (D).

1 D = 3.34 x10-30 _C-m

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Ejercicio

La longitud del enlace en la molécula de HCl es 1.27 Å.

a) Calcule el momento dipolar en debyes, que resulta si las cargas de los átomos de H y Cl fueran +1.6 x10-19 _{C y -1.6 x10}-19 _{C, respectivamente.}

b) El momento dipolar de HCl (g), medido experimentalmente es de 1.08 D, ¿qué magnitud de carga para los átomos de H y Cl produciría este dipolo? Exprese su resultado en unidades de e

(14)

(15)

Geometría molecular

• Las estructuras de Lewis nos ayudan a

entender la composición de las moléculas y

sus enlaces covalentes pero no muestran su

forma tridimensional.

• El tamaño y la forma de una molécula junto

con la fuerza y polaridad de sus enlaces

determinan sus propiedades.

• Un cambio pequeño en el tamaño o forma de

una sustancia medicinal puede aumentar su

eficacia o reducir su efecto.

(16)

2.3 Enlace covalente

• La

geometría molecular

es la distribución tridimensional de los átomos de

una molécula. Influye en sus propiedades físicas y químicas: punto de

ebullición, densidad y tipo de reacciones en que puede participar.

• La longitud y el ángulo de enlace se deben determinar

experimentalmente

, pero existe un procedimiento sencillo que permite

predecir la geometría de las moléculas o iones si se conoce el número de

electrones que rodean al átomo central, según la estructura de Lewis.

(17)

Geometría molecular

• Tomando como ejemplo la molécula de tetracloruro de carbono, CCl₄:

(18)

Geometría molecular

• La forma global de una molécula está determinada por sus

ángulos de

enlace

, que son los ángulos formados por las líneas que unen los

núcleos de los átomos de las moléculas.

(19)

Geometría molecular

• Las moléculas que tienen un solo átomo central y unido a dos o más átomos del mismo tipo, tienen la forma general AB_n, donde A es el átomo central que está unido a “n” átomos B.

• La forma que las moléculas pueden AB_n pueden adoptar depende del valor de

“n”.

• Para un valor dado de “n” sólo se observan unas pocas formas generales.

(20)

Geometría molecular

• Las moléculas AB₃ pueden adoptar formas en las que los átomos B están en las esquinas de un triángulo equilátero.

• Si el átomo A está en el mismo plano que los átomos B, la forma se llama

trigonal plana.

(21)

Geometría molecular

(22)

Predicción de la geometría

molecular

(23)

2.8 Enlace covalente

(24)

(25)

Modelo RPECV

(26)

Modelo RPECV

(27)

Dominio de electrones

• La región donde se encuentra (o es más probable encontrar) un par

enlazante de electrones (enlace químico) se denomina

dominio de

electrones

.

• Un par no enlazante de electrones también se denomina dominio de

electrones.

(28)

Dominio de electrones

• Dado que los dominios de electrones tienen carga negativa, se repelen

entre sí.

(29)

Geometría molecular

Para predecir la forma de las moléculas se

siguen los siguientes pasos:

1. Dibujar la estructura de Lewis de la molécula o ion y contar el número total de dominio de electrones que rodean al átomo central.

2. Determinar la geometría de dominios de electrones acomodando el número total de dominios de modo tal que las repulsiones entre ellos sean mínimas, siguiendo las formas estudiada para moléculas AB_n.

(30)

(31)

(32)

Efecto de los electrones no enlazantes y

de los enlaces múltiples sobre los

ángulos de enlace

• El metano, el amoniaco y el agua tienen geometría tetraédrica, pero sus

ángulos de enlace no son iguales.

(33)

Efecto de los electrones no enlazantes y

de los enlaces múltiples sobre los

ángulos de enlace

• Esto ocurre porque los pares enlazantes son atraídos por los dos

núcleos de los átomos enlazados.

(34)

Efecto de los electrones no enlazantes y

de los enlaces múltiples sobre los

ángulos de enlace

• Los enlaces múltiples contiene una densidad de carga electrónica más

alta que los enlaces sencillos, por lo que representan dominios de

electrones más grandes (más

“gordos”

o extendidos en el espacio).

• En el fosgeno podríamos esperar una geometría trigonal plana con

ángulos de enlace de 120°, pero el doble enlace actúa de forma

parecida a un par de electrones no enlazados y modifica los ángulos de

la molécula.

(35)

Moléculas con capas de valencia

expandidas

(36)

Moléculas con capas de valencia

expandidas

(37)

(38)

2.3.2 Teoría del enlace de valencia

• En la teoría de Lewis se forman enlaces

covalentes cuando se comparten

electrones.

• En la teoría del enlace de valencia se puede imaginar que la acumulación de la densidad electrónica entre dos núcleos ocurre cuando un orbital atómico de valencia se fusiona con uno de otro átomo.

• El traslape de orbitales permite a dos electrones con espín opuesto compartir el espacio común entre los núcleos y así formar un enlace covalente.

(39)

2.3.3 Orbitales híbridos

• El concepto de traslape de orbitales ayuda a la comprensión de la formación de enlaces covalentes, pero puede no ser útil para explicar la geometría molecular de las moléculas poliatómicas.

• Para estos casos se puede suponer que los orbitales atómicos de un átomo se mezclan para obtener nuevos orbitales llamados orbitales híbridos.

• La forma de estos orbitales híbridos es diferentes a la de los orbitales atómicos originales.

(40)

Orbitales híbridos sp

4

Be: 1s

2

2s

2

17

Cl: 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

5

4

Be: 1s

2

2s

1

2p

1

(41)

Orbitales híbridos sp

2

5

B: 1s

2

2s

2

2p

1

9

F: 1s

2

2s

2

2p

5

B: 1s

2

2s

1

2p

2

Trifluoruro de Boro, BF

₃ Puede compartir/ceder

(42)

Orbitales híbridos sp

3

6

C: 1s

2

2s

2

2p

2

1

H:

1s

1

6

C: 1s

2

2s

1

2p

3

Metano, CH

₄

(43)

Orbitales híbridos sp

3 d

15

P: 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

3

3d

0

9

F: 1s

2

2s

2

2p

5

15

P: 1s

2

2s

2

2p

6

3s

1

3p

3

3d

1

Pentafluoruro de fósforo, PF

₅ Puede compartir/ceder

(44)

Orbitales híbridos sp

3 d

2

16

S: 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

4

3d

0

9

F: 1s

2

2s

2

2p

5

16

S: 1s

2

2s

2

2p

6

3s

1

3p

3

3d

2

Hexafluoruro de azufre, SF

₆ Puede compartir/ceder

(45)

(46)

Enlaces múltiples: enlaces

s

y

p

• Los enlaces presentados en las diapositivas anteriores (donde la densidad electrónica se concentra simétricamente a lo largo de la línea que conecta los núcleos de la molécula) se denominan enlaces sigma.

• Los enlaces sigma surgen de la combinación de orbitales:

1. 2 orbitales s 2. 2 orbitales p

3. 1 orbital s y 1 orbital p

(47)

Enlaces múltiples: enlaces

s

y

p

• En los enlaces múltiples está presente otro tipo de enlace donde el traslape de orbitales se realiza de manera perpendicular. A este se le denomina enlace pi.

• El enlace pi es un enlace covalente formado por la hibridación de dos orbitales atómicos p, aunque los orbitales d también pueden participar de este tipo de enlace.

(48)

Enlaces múltiples: enlaces

s

y

p

(49)

Enlace Sigma

• De acuerdo con la teoría de orbitales moleculares, cuando dos electrones forman un enlace covalente, sus orbitales atómicos se traslapan, formando un orbital molecular que pasa a depender de dos o más núcleos de la molécula.