• Los átomos logran adquirir la estructura
de gas noble mediante la compartición
de e- entre dos o más átomos
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
XX
Mg x
C
xX X x x x
O
X X x x xCl
XX XXx
x
x
o
H
Cl
XX XX o o x o xx
Cl
Cl
OO
OO XX
• 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
2O con dos
enlaces H – O, el NH
3con tres enlaces simples
N – H, o el CH
4con 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
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++
.
Covalencia o valencia covalente de un
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•
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 XO
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
• 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
• 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
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 estévacio (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.
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
2BeCl
22
LINEALCl – Be – Cl
AB
3BF
33
TRIANGULARPLANA
AB
4CH
44
TETRAÉDRICAAB
5PCl
55
BIPIRAMIDALTRIGO NAL
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
ANGULAR2
2
1
ANGULAR (plana trigonal)
H
2O
2
2
ANGULAR (tetraédica)CASO III
Iones poliatómicos
MOLÉCULA ESTRUCTURA LEWIS PARES ENLAZ ANTES
PARES LIBRES
DISTRIBUCIÓN PARES ELECTRONICOS
GEOMETRIA
NO
2-2
1
CO
32-3
0
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.
• 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
• 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:
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(*).
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,
3. PARÁMETROS DE ENLACE
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:
PARÁMETROS DE ENLACE - POLARIDAD DEL ENLACE
• Moléculas
diatómicas
homonucleares:
cuando
2
átomos
iguales
se
enlazan
• 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
• La magnitud que mide la polaridad es el momento dipolar (
µ
) que es el vector dirigido del polo + al polo – , cuyo módulo es elproducto 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,…
• 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, …
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.
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.
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.
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.
