ENLACE COVALENTE [Modo de compatibilidad] pdf

Texto completo

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• Los átomos logran adquirir la estructura

de gas noble mediante la compartición

de e- entre dos o más átomos

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1.Modelo de Lewis

• Notación de Lewis: para representar un

átomo se escribe el símbolo del elemento

y se rodea de tantos puntos/cruces como

electrones de valencia tiene:

electrones de valencia tiene:

• Para representar una molécula se colocan

los e- del enlace entre los átomos que lo

forman:

X

Li

X

X

Mg x

C

x

X X x x x

O

X X x x x

Cl

XX XX

x

x

x

o

H

Cl

XX XX o o x o x

x

Cl

Cl

OO

OO XX

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• La unión de dos átomos mediante compartición

de un par de e- se denomina enlace covalente

simple: ej: F

2

, Cl

2,

Br

2,

I

2,

H

2

.

• Otros enlaces simple son: el H

2

O con dos

enlaces H – O, el NH

3

con tres enlaces simples

N – H, o el CH

4

con 4 enlaces simples C – H .

• La unión de dos átomos mediante compartición

de dos pares de e- se denomina enlace

de dos pares de e- se denomina enlace

covalente doble y si es de tres pares de e- se

denomina enlace covalente triple. Por ejemplo:

la molécula de Nitrógeno forma un enlace triple

N

Ξ

N

; la molécula de NO forma un enlace

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Cuando

los

e-

compartidos

son

proporcionados

por

uno

sólo

de

los

átomos que se enlazan, el enlace se

denomina coordinado o dativo. Ejemplo

formación del ión amonio a partir del NH

3

y del H

+

. NH

3

NH

+ H

4+

+

.

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Covalencia o valencia covalente de un

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Estructuras de Lewis de las

moléculas poliatómicas

• El átomo central suele ser el elemento menos electronegativo, el que necesita más electrones para completar su nivel de valencia. (ej HNO3: el átomo central es el N)

Calculamos el número total de e- de valencia v de los átomos en la molécula. (Si fuera un anión añadiremos el exceso de e-, si fuera un catión los eliminaremos). (Ej HNO3: v = 5e-(N) + 3.6e-(O) fuera un catión los eliminaremos). (Ej HNO3: v = 5e-(N) + 3.6e-(O) + 1e-(H) = 24e-)

Calculamos el número total de electrones de valencia n, que necesitan los átomos para completar el octeto (configuración gas noble). (Ej HNO3: n = 8e-(N) + 3.8e-(O) + 2e- (H) = 34e-)

Obtenemos el número de e- compartidos c, restando n y v. (Ej HNO3: c = n – v = 34 – 24 = 10 es decir 5 pares de

e-enlazantes)

O

H

O

N

O

XX

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Determinamos los e- libres y solitarios s, los

no compartidos restando v y c. Los pares no

enlazantes

deben colocarse alrededor de

cada átomo de modo que todos adquieran

estructura de gas noble. (Ej HNO

3

: s = v – c =

24e- – 10e- = 14 e- es decir 7 pares no

enlazantes

X X

O

N

O

H xx xx xx xx xx xx

Hay que pensar la posibilidad de la existencia

de dobles o triples enlaces.

Posibilidad de resonancia

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• La estructura de Lewis para el puede ser cualquiera de las que aparecen en la siguiente figura

• Decimos que las tres estructuras están en resonancia, indicándolo con el signo ↔. La estructura real es intermedia entre indicándolo con el signo ↔. La estructura real es intermedia entre las dos estructuras resonantes, ya que os enlaces C – O no son dobles ni simples sino que presentan una longitud de enlace

intermedia.

• Es posible escribir varias estructuras de Lewis para una misma molécula o un ión poliatómico variando la ordenación de sus e-. La estructura real es un híbrido en resonancia de todas ellas.Estructura canónica de resonancia es cada una de las

estructuras que representan una molécula o un ión poliatómico y que difiere de las demás en la ordenación de sus electrones. Las

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• A tener en cuenta:

– Formar enlaces múltiples sino se cumple el

octeto:

• Los átomos centrales que son deficitarios en

• Los átomos centrales que son deficitarios en

electrones: Be, B, Al, Ge y Sn.

• Los átomos externo que son halógenos no forman

enlaces múltiples: F, Cl, Br y I.

• Los átomos del tercer periodo o posteriores

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Forma geométrica de la moléculas

y los iones poliatómicos.

• Las moléculas y los iones poliatómicos muestran una

forma geométrica definida que depende de la posición

que los átomos adoptan en el espacio. Las estructuras

de Lewis no describen estas estructuras pero pueden

determinarse con gran aproximación (

para elementos representativos y de transición siempre que el subnivel (n-1)d esté

vacio (d0), semiocupado (d5) o lleno (d10)

) a partir del método de

vacio (d0), semiocupado (d5) o lleno (d10)

) a partir del método de

repulsión de pares de electrones del nivel de

valencia RPENV.

• Los pares de e- enlazantes y los libres que rodean al

átomo

central

se orientan

de

tal

modo

que,

al

aproximarse al núcleo cuando es posible, se alejan entre

sí lo suficiente para que las repulsiones entre ellos sean

mínimas.

La

orientación

adoptada

determina

la

geometría molecular.

(13)
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CASO I

Moléculas cuyo átomo central sólo tiene pares enlazantes

TIPO DE MOLÉCULA MOLÉCULA ESTRUCTURA LEWIS PARES ENLAZA NTES DISTRIBUCIÓN PARES ELECTRONICO S GEOMETRIA

AB

2

BeCl

2

2

LINEAL

Cl – Be – Cl

AB

3

BF

3

3

TRIANGULAR

PLANA

AB

4

CH

4

4

TETRAÉDRICA

AB

5

PCl

5

5

BIPIRAMIDAL

TRIGO NAL

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CASO II

Moléculas cuyo átomo central tiene pares enlazantes y libres

Además de las repulsiones entre los pares enlazantes, aparecen fuerzas repulsivas entre el par enlazante y par libre y entre par libre y par libre. Las fuerzas repulsivas

entre pares libres son mayores que las existentes entre par enlazante y par libre y éstas, a su vez, son mayores que entre pares enlazantes.

MOLÉCULA ESTRUCTURA LEWIS PARES ENLAZ ANTES PARES LIBRES DISTRIBUCIÓN PARES ELECTRONICOS GEOMETRIA

SO

SO

2

1

ANGULAR

2

2

1

ANGULAR (plana trigonal)

H

2

O

2

2

ANGULAR (tetraédica)

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CASO III

Iones poliatómicos

MOLÉCULA ESTRUCTURA LEWIS PARES ENLAZ ANTES

PARES LIBRES

DISTRIBUCIÓN PARES ELECTRONICOS

GEOMETRIA

NO

2-

2

1

CO

32-

3

0

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2.TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA

• Surge para facilitar la compresión de ciertos aspectos del enlace covalente (porque al compartir e- se forma una unión estable, porqué unos e- de valencia son enlazantes y otros no, qué determina la geometría, porqué unos enlaces son más fuertes que otros).

El enlace covalente consiste en la superposición de dos orbitales semiocupados de átomos diferentes con empajeramiento de los e-de espín antiparalelo.

• Cuanto mayor es esta superposición, mayor es la fuerza de enlace. El resto de los orbitales atómicos que no forman enlace no experimenta resto de los orbitales atómicos que no forman enlace no experimenta modificación alguna

El emparejamiento de un par de e- en un orbital común constituye el

enlace simple, si son dos pares de e- se tratará del enlace doble y si

son tres pares de e- será el triple.

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La covalencia o valencia covalente de un elemento es el nº de enlaces que puede formar, lo que depende del nº de sus e-desapareados.

TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA

• Algunos elementos forman más enlaces que e- desapareados poseen. Esto es debido a la promoción electrónica: un e- en un

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• Esto da explicación a que muchos elementos tengan covalencia múltiple, ya que pueden desaparejar un nº variable de e-.

• Ejemplos de moléculas, indicando el emparejamiento de e- para formar enlaces covalentes:

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3. PARÁMETROS DE ENLACE

• ENERGIA DE ENLACE: Los enlaces covalentes requieren

una mayor energía que otros para ser disociados y cuánta

más energía se requiera significará que más estable es la

molécula.

• El valor de esta energía debe ser en valor absoluto igual al

de la energía que se liberó en su formación.

de la energía que se liberó en su formación.

• La energía de enlace de una molécula diatómica (A – B)

representa la variación de entalpía que se manifiesta

cuando se disocia 1 mol de moléculas gaseosas

formando átomos en estado gaseoso(*).

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(22)

3. PARÁMETROS DE ENLACE

• LONGITUD

DE

ENLACE:

dependerá del tamaño de los

átomos enlazados.

• Es

la

distancia

entre

los

núcleos de los átomos unidos

covalentemente.

covalentemente.

• El triple enlace es más corto,

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3. PARÁMETROS DE ENLACE

(24)

3. PARÁMETROS DE ENLACE

• POLARIDAD DEL ENLACE: La polaridad del

enlace dependerá de la electronegatividad de

los átomos que intervienen en el enlace. NOTA:

la electronegatividad es la tendencia de un

elemento para atraer los e- de otro átomo con el

elemento para atraer los e- de otro átomo con el

que se está enlazando.

• Posibilidades:

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PARÁMETROS DE ENLACE - POLARIDAD DEL ENLACE

• Moléculas

diatómicas

homonucleares:

cuando

2

átomos

iguales

se

enlazan

(26)

Moléculas diatómicas heteronucleares: si los átomos que se

enlazan son de diferentes electronegatividades, debido a la fuerte atracción, se deslocalizará el par de e- hacia el de mayor electronegatividad creándose una molécula con una deslocalización de carga compartida. Se dice que son moléculas polares. Como consecuencia aparecerá sobre el de mayor electronegatividad una carga parcial negativa y sobre el otro una carga parcial positiva.

El enlace covalente polar, en el que hay transferencia parcial de los

e-, puede considerarse como intermedio entre el enlace covalente apolar y el enlace iónico. Se dice que el enlace polar es

PARÁMETROS DE ENLACE - POLARIDAD DEL ENLACE

apolar y el enlace iónico. Se dice que el enlace polar es

parcialmente iónico. El carácter iónico del enlace aumenta

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La magnitud que mide la polaridad es el momento dipolar (

µ

) que es el vector dirigido del polo + al polo – , cuyo módulo es el

producto del valor de la carga deslocalizada en los polos multiplicado por la distancia polo-polo.

• Otras moléculas polares o dipolares son: NH3, CO, HF, BrCl, CS2, H2S, O3, OF2, H2O2, SO2, Cl2O, SnCl2, SCl2,…

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• Moléculas poliatómicas: Una molécula está

polarizada

si

tiene

un

momento

dipolar

resultante , como suma de todos los momentos

bipolares de los enlaces presentes en la

molécula. Depende de:

- La diferencia de electronegatividades (enlaces

polarizados)

PARÁMETROS DE ENLACE - POLARIDAD DEL ENLACE

polarizados)

- La geometría molecular (orientación de los

enlaces polarizados)

Serán polares : CHCl

3

, HCCl

3

, HCN, HCCl

3

, …

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4.HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS

• Estas teorías suponen una justificación

para explicar el comportamiento anómalo

de determinadas moléculas.

• En esencia consiste en una modificación

geométrica/energética como se detallará.

Como son orbitales también se admite

Como son orbitales también se admite

como máximo 2e- y los e- del kernel no

intervienen.

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HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS-SP3

Hibridación sp3 (tetraédrica): la hibridación de un orbital s y tres

orbitales p, produce cuatro orbitales híbridos sp3. éstos se dirigen

hacia los vértices de un tetraedro regular con un ángulo de 109,5º.

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HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS-SP2

Hibridación sp2(trigonal): Cuando se combina un orbital s con dos orbitales p

se forman tres orbitales híbridos sp2. Los nuevos orbitales están situados en un

mismo plano y forman entre sí ángulos de 120º. Se mantiene un orbital p sin hibridar.

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HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS-SP

Hibridación sp (digonal): se forman por la combinación de un orbital s

con uno p. Los nuevos orbitales son lineales, por lo que forman un ángulo

de 180º. En cada átomo se mantienen 2 orbitales p sin hibridar.

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Figure

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Referencias

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