2º Bachillerato
¿Cuándo se produce el enlace
covalente?
Se realiza entre elementos con electronegatividad semejante
Normalmente, su electronegatividad es alta, y se produce entre 2
NO METALES
¿Cuándo se produce el enlace
covalente?
Electronegatividad semejante
No exista transferencia de electrones.
El enlace se produce compartiendo 2 o más pares de electrones de la capa de
valencia, hasta alcanzar la configuración más estable
Ejemplo: molécula de agua (H2O):
Semejante, pero no igual . Puede dar lugar a
moléculas polares o apolares
Tipos de sustancias covalentes
Grafito
El enlace se produce entre un pequeño número de
átomos
El enlace se produce entre un gran Nº de átomos produciéndose estructuras
Los gases nobles presentan gran estabilidad
química, y existen como moléculas mono-atómicas. e- de valencia
He 2 Ne 8 Ar 8 Kr 8 Xe 8 Rn 8
Su configuración electrónica es muy estable y contiene 8 e- en la capa de valencia (excepto el He).
La idea de enlace covalente fue sugerida en 1916 por G. N. Lewis:
Los átomos pueden adquirir estructura de gas noble compartiendo electrones para formar un enlace de pares de electrones.
G. N. Lewis
Teoría de Lewis del enlace covalente
6
Se basa en las siguientes hipótesis:
Cuando los átomos forman enlaces covalentes, tienden a
compartir electrones para conseguir 8 e
–en su última capa
(regla del octeto).
Cada par de e
–compartidos forma un enlace.
Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el
Teoría de Lewis del enlace covalente
Según número de electrones que
participen en el enlace:
ENLACE SIMPLE:
Se comparte un par de
electrones. Ejemplo:
ENLACE DOBLE:
Se comparten dos pares
de electrones. Ejemplo:
ENLACE TRIPLE:
Se comparten tres pares
¿Qué compuestos covalentes se
formarán?
1º Con el Hidrógeno y el oxígeno . Representarlo mediante la estructura de Lewis
O
H
H
H
O
H
2º Entre el nitrógeno y el hidrógeno:
Par enlazante
Par no enlazante
Procedimiento para representar
estructuras de Lewis en moléculas
complejas
1.- Sumamos los electrones de valencia de los átomos presentes en la molécula. Si fuera un ANIÓN poliatómico se añade un electrón por cada carga negativa y si fuera un CATIÓN poliatómico se restan tantos electrones como cargas positivas
Vamos a representar el metano CH4 C(Z=12) :1s2 2s2 2p2
H (Z=1): 1s1
4 electrones de valencia x 1 átomo: 4 e- valencia 1 electrón de valencia x 4 átomos: 4e- valencia
Procedimiento para representar
estructuras de Lewis en moléculas
complejas
2.- Calculamos el nº de electrones necesario para formar el OCTETO ELECTRÓNICO . Debemos tener cuidado con las excepciones ( octeto incompleto y por exceso)
Vamos a representar el metano CH4 C necesita 8
H necesita 2
Procedimiento para representar
estructuras de Lewis en moléculas
complejas
3.- La diferencia entre los electrones de valencia y los electrones
necesarios será el nº de electrones que formarán los enlaces. Este nº lo dividimos entre 2 para calcular los pares enlazantes
Nº enlaces= ( e- (necesarios) – e - (valencia)n /2
Procedimiento para representar
estructuras de Lewis en moléculas
complejas
4.- Se dibuja una estructura esquemática , con los símbolos de los elementos unidos mediante los enlaces calculados ( el hidrogeno se coloca en los extremos)
5.- Se distribuyen los electrones disponibles de forma que se complete el octeto electrónico.
En este caso, disponíamos de 8 electrones de valencia y hemos utilizado 8 electrones en los enlaces, no sobrará ninguno. No existirán enlaces NO ENLAZANTES
Aplicación: Representación estructuras de Lewis H C H C H H H C H O H O N O
C
2H
4HNO
2C
2H
4O
2CH
2O
H C H H C O O HConcepto de resonancia
Conceptos:
Esquema
Cuando una molécula
puede
ser representada por más
de una estructura de Lewis,
decimos que es una estructura
resonante.
Cada estructura de Lewis se
denomina
forma resonante
límite
A la suma de todas se denomina
Hibrido de resonancia
(menor energia que cada una de
las formas constituyentes)
Forma resonante límite
Hibrido de resonancia
Enlace covalente coordinado
.
Se forma cuando uno de los átomos pone los 2 e
–y el otro
ninguno.
Se representa con una flecha “
” que parte del átomo que pone
la pareja de e
–.
En este caso la molécula tiene carga eléctrica:
NH
4
+
, H
Enlace de átomos de azufre (S) y oxígeno (O)
Molécula de
SO
: enlace covalente doble
Molécula de
SO
2: enlace covalente doble y un
enlace covalente coordinado o dativo
:S
═
O:
˙ ˙
˙ ˙
˙ ˙
S
═
O:
˙ ˙
:O
←
˙ ˙
˙ ˙
Molécula de
SO
3: enlace covalente doble y dos
enlaces covalentes coordinado o dativo
:O
˙ ˙
←
S
═
O:
˙ ˙
˙ ˙
↓
:O:
Limitaciones de las estructuras de
Lewis
.
Existen una serie de excepciones a la regla del octeto de
Lewis. Estas excepciones pueden ser por exceso o por
defecto
.
Por ejemplo, el Berilio y Los elementos del grupo 13 (B y Al) forman moléculas como el BF3 en
las que el átomo de B no llega a tener 8 electrones
Octeto incompleto
Los elementos del tercer periodo y sucesivos ,debido a la existencia de orbitales disponibles, pueden alojar más de 8 electrones
Octeto ampliado
BCl3, tiene
6 electrones el
3.- Geometría Molecular
La posición en el espacio de los átomos que forman una molécula es
muy importante para conocer sus propiedades físicas y químicas
Existen 2 teorías para explicar estas orientaciones espaciales:
Teoría de repulsión de pares electrones de la capa de valencia (TRPECV)
Teoría de enlace valencia (TEV) ( Análisis mediante la hibridación de
Geometría Molecular
Forma molecular está determinada por:
» Distancia de enlace Distancia en línea recta, entre los núcleos de los dos átomos enlazados.
» Angulo de enlace Angulo formado entre dos
enlaces que contienen un átomo en común. Forma Molecular
Teoria de Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia
La geometría molecular puede predecirse fácilmente basándonos en la repulsión entre pares electrónicos.:los pares de e- alrededor de un átomo se repelen entre sí, por ello, los orbitales que contienen estos pares de e-, se orientan de forma que queden lo más alejados que puedan unos de otros.
Teoria de Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia
La geometría molecular puede predecirse fácilmente basándonos en la repulsión entre pares electrónicos.:los pares de e- alrededor de un átomo se repelen entre sí, por ello, los orbitales que contienen estos pares de e-, se orientan de forma que queden lo más alejados que puedan unos de otros.
El orden de intensidad en la repulsión es:
Par enlazante-par enlazante <par libre-par enlace < par libre-par libre
Observaciones:
Los enlaces dobles o triples se cuentan como una sola entidad ( como enlaces sencillos
Geometría Molecular
El modelo de RPECV: Predicción de la geometría molecular
a) Se dibuja la estructura de Lewis.
b) Se cuenta el nº de pares de e- de enlace y de no enlace alrededor del átomo central y se colocan de forma que minimicen las repulsiones:
Geometría de los pares de e-. (Geometrías ideales)
c) La geometría molecular final vendrá determinada en función de la importancia de la repulsión entre los pares de e- de enlace y de no enlace.
PNC-PNC>PNC-PE >PE-PE
El modelo de RPECV: Predicción de la geometría molecular
Geometría Lineal:
Nº de enlaces Enlazantes No enlazantes Geometría
molecular Forma 2 2 0 Lineal
Ejemplo : Be Cl
2Geometría Plana
triangular
Nº de enlaces Enlazantes No enlazantes Geometría
Molecular
Forma
3 3 0 PlanaTriangular
El modelo de RPECV: Predicción de la geometría molecular
Geometría Tetraédrica:
Nº de enlaces Enlazante
s enlazantesNo Geometríamolecular Ejemplo Forma
4 4 0 Tetraédrica (109,5º) 4 3 1 Piramidal Triangular o trigonal 4 2 2 Angular (104,5º)
Algunos ejemplos podrían ser las moléculas de: metano, amoniaco y agua.
El Teoría del enlace de Valencia (TEV)
Esta teoría conjuga : la teoría de Lewis y el concepto de orbital
En la TRPEV (RPEV) la geometría se explica
Analizando la disposición de los pares de e-del átomo central
-Las estructuras de Lewis y la RPECV , aunque predice la forma o geometría molecular , no explican como se forma un enlace.
Un método para explicar el enlace puede ser la Teoría del Enlace de Valencia:
• El enlace se forma cuando solapan los orbitales atómicos.
El Teoría del enlace de Valencia (TEV)
Un método para explicar el enlace puede ser la Teoría del Enlace de Valencia:
• El enlace se forma cuando solapan los orbitales atómicos.
• Los dos e- se comparten en el orbital solapado. (deben tener un electrón desapareado cada uno)
Para que la superposición de orbitales sea efectiva, los Orbitales deben tener :
-Un tamaño comparable -- Una orientación adecuada
SOLAPAMIENTO
Al acercarse las nubes electrónicas se entrecruzan. Cuanto
mayor sea el volumen compartido más fuerte es el enlace
H
H
F
F
Enlaces tipo
Da lugar a enlaces sencillos
Se produce entre: s-s ; s-p ; p-p Enlaces tipo
Da lugar a ENLACES MÚLTIPLES© Grupo ANAYA S.A. Química 2º Bachillerato
Enlace covalente simple.
Se produce un único solapamiento de orbitales atómicos. Es frontal y
se llama “
” (sigma).
Puede ser:
a)
Entre dos orbitales “s”
b)
Entre un orbital “s” y uno “p”
Enlace covalente múltiple
“
”
.
Se producen por solapamiento de orbitales atómicos p-p orientados
lateralmente.
Puede dar lugar a:
Un enlace doble: 1
+ 1
(sólo 1).
Un enlace triple: 1
+ 2
Un enlace
es másRepresentación de la molécula de
oxígeno según TEV
Tenemos en cuenta que:
O(Z=8): 1s
22s
2p
4
Esta explicación era perfectamente satisfactoria para muchas
moléculas pero..
NO podía explicar otras
como BeF
2
,
ya que los 2 electrones
de valencia del Berilio están apareados.
Para solucionar esto se introduce el concepto de
Promoción
electrónica: Se aporta energía extra a los e- apareados
para ocupar orbitales de mayor energía, teniendo de esta
forma más e- desapareados y formar así el nº de enlaces
necesarios
Los resultados experimentales de la molécula de BeH
2
indican distancias idénticas de los enlaces (ángulo de 180º)
.
Esto no se puede explicar con el solapamiento de orbitales
de distinta naturaleza ¿?
Ampliación (TEV): Promoción electrónica
HIBRIDACIÓN DE ORBITALES
Son orbitales atómicos equivalentes (igual energía y forma)
aquellos orbitales que se constituyen por combinación de
orbitales atómicos de energías parecidas.
En el caso del BeH
2
, necesitamos 2 orbitales híbridos:
2s 2p
HIBRIDACIÓN DE ORBITALES
Molécula de BeH
2
2s 2p H H Orbitales híbridos sp
Para solucionar esto se introduce el concepto de
Promoción electrónica
El Teoría del enlace de Valencia (TEV)
Geometría Lineal: Hibridación sp
ORBITALES HÍBRIDOS sp
2
Se forman por combinación de un orbital “s” y 2 orbitales “p”, dando lugar a 3 orbitales híbridos “sp2”, iguales en Forma y Energía, pero diferentes en Orientación (hacia los vértices de un triángulo, ángulo de 120º).
Hay un orbital “p” que queda sin hibridar.
s px py pz promoción s px py pz hibridación sp2 sp2 sp2 pz
Un ejemplo de molécula con esta hibiridación sería, Por ejemplo el BF3: ÁTOMO CENTRAL (B): s2 p1
ORBITALES HÍBRIDOS sp
3
Se forman por combinación de un orbital “s” y los 3 orbitales “p”, dando lugar
a
4
orbitales híbridos “sp
3”, iguales en Forma y Energía, pero diferentes en
Orientación (hacia los vértices de un tetraedro, ángulo de 109,5º).
Ejemplo el CH4: ÁTOMO CENTRAL (C):s2p2 (capa de valencia)
s px py pz promoción s px py pz hibridación sp3 sp3 sp3 sp3
HIBRIDACIÓN DE ORBITALES
Lineal
Triangular
Polaridad : del enlace
MOMENTO DIPOLAR
) Debye (d
q
Es un vector dirigido hacia el átomo más electronegativo. Mide la polaridad del enlace
MOMENTOS DIPOLARES DE ALGUNOS ENLACES COMUNES
Enlace Momento dipolar (D) Enlace Momento dipolar (D)
Cuanto mayor es la diferencia de electronegatividad más carácter iónico tiene un enlace. Si es mayor que 1,7 se considera que el enlace es iónico.
Polaridad del enlace covalente
Enlace covalente apolar
:
se da entre átomos de
idéntica electronegatividad (H
2, Cl
2, N
2…). Los
electrones compartidos pertenencen por igual a los
dos átomos.
Enlace covalente polar
: se da entre átomos de
distinta electronegatividad (HCl, CO…). Los electrones
compartidos están más desplazados hacia el átomo más
electronegativo. Aparecen zonas de mayor densidad de
carga positiva (
δ
+) y zonas de mayor densidad de carga
negativa (
δ
-), formándose dipolos eléctricos.
Aunque los enlaces sean polares, la
geometría
puede hacer que una molécula sea apolar si la
suma de los momentos dipolares de los enlaces
(vectores) es nula.
DIÓXIDO DE CARBONO (APOLAR)
Polaridad de las Moléculas
Los enlaces covalentes y las moléculas unidas por ellos pueden ser:
Polares: Existe una distribución asimétrica de los electrones, el enlace o la molécula posee un polo + y uno -, o un dipolo
No polares: Existe una distribución simétrica de los e-, produciendo un enlace o molécula sin dipolo.
Enlaces covalentes polares
H
F
H
F
+
Enlaces covalentes no polares
H-H
F-F
El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado con la diferencia de electronegatividad de los átomos unidos.
Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas: 1- La polaridad de los enlaces de la molécula.
2- La geometría molecular
Polaridad de las Moléculas
CO
2Cada dipolo C-O se anula porque la molecula es lineal
Los dipolos H-O no se anulan porque la molecula no es lineal, sino bent.
Polaridad de las Moléculas
Si hay pares no
enlazantes la molécula es polar.
Si los pares de e- son de enlace, la molécula es no polar.
Cuando los pares están distribuidos simetricamente alrededor del átomo central.
A modo de resumen sobre la polaridad
de una molécula covalente
PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES
SÓLIDOS MOLECULARES
• BAJOS PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN
• NO CONDUCTORES
• SOLUBLES SEGÚN SU POLARIDAD
AGUA, HELIO, GLUCOSA, BUTANO, ETANOL… El enlace se produce entre un pequeño número de
PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES
SÓLIDOS COVALENTES
FORMAN REDES DE ÁTOMOS UNIDOS POR ENLACE COVALENTE
•ALTOS PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN
•INSOLUBLES
Propiedades de los compuestos
covalentes
Moleculares
Estado físico: A temperatura
ambiente son sólidos, líquidos o gases (dependiendo de si las fuerzas
intermoleculares son más o menos fuertes)
Puntos de fusión y ebullición
bajos.
Dureza: Son blandos (porque las
fuerzas intermoleculares suelen ser débiles
Solubilidad:Los comp.covalentes
apolares (puros) son solubles en disolventes apolares y los polares en disolventes polares.
Conductividad parcial sólo en
compuestos polares.
Sólidos Atómicos (redes covlalentes)
Estado físico: A temperatura ambiente son
sólidos (el enlace covalente es el más fuerte).
Puntos de fusión y ebullición muy elevados. Insolubles en todos los disolventes.
No conductores . corriente porque no
contienen cargas + y – libres. (el grafito sí presenta conductividad por la deslocalización de un e–
de cada átomo).
Dureza: Son muy duros (enlace muy fuerte)
Pueden formar 2 estructuras:
Grafito
FUERZAS INTERMOLECULARES
•ENTRE MOLÉCULAS DIFERENTES
•DEBIDAS A DÉBILES INTERACCIONES ELECTROSTÁTICAS
Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas de atracción que existen entre las moléculas, que son mucho menos intensas que las propias de los enlaces químicos (iónico, covalente, metálico). Hay 2 tipos:
•
FUERZAS DE VAN DER WAALS
FUERZAS INTERMOLECULARES:
FUERZAS DE VAN DER WAALS
:
Son de tipo eléctrico.
•Son intensas cuando las moléculas son POLARES y por tanto existen “dipolos permanentes”.
•Consisten en la atracción entre los polos + y – de las diferentes moléculas.
Cuanto más polares sean las moléculas (mayor diferencia de EN entre los átomos), mayor atracción entre dipolos y por tanto mayores fuerzas de Van der Waals. EJEMPLO: HCl
•Son débiles cuando las moléculas son APOLARES y por tanto sólo hay atracción cuando se producen pequeños desplazamientos instantáneos de cargas que generan pequeños “dipolos inducidos”.
•Cuanto mayores sean las masas de las moléculas (mayor masa molecular o tamaño), mayor generación de dipolos inducidos y por tanto
FUERZAS INTERMOLECULARES:
PUENTES DE HIDRÓGENO
Aparecen en moléculas que contienen el átomo de H unido a los
átomos pequeños más ElectroNegativos: F, O, N.
Se pueden considerar un tipo especial de fuerzas de Van der Waals entre “dipolos permanentes”, pero son tan intensas (las que más) que se estudian aparte.
Son tan intensas debido a 2 FACTORES:
•
La gran polaridad de los enlaces
(debido a la gran diferencia de EN
entre los átomos),
•
El pequeño tamaño de los átomos implicados
(H y F, O ó N), que
permite que las moléculas (dipolos permanentes) se acerquen mucho
entre sí.
Las moléculas con enlace o puente de H son las que presentan
mayores fuerzas intermoleculares
:
HF, H
2O, NH
3( y moléculas
PUENTES DE HIDRÓGENO
SE FORMAN SÓLO EN MOLÉCULAS CON ENLACES DE TRES TIPOS:
F
H O
H N
H
ÁTOMOS PEQUEÑOS Y ENLACES MUY POLARES
La anomalía del agua indica que debe haber un enlace extra entre las moléculas de agua y por ello hay que suministrar más energía para separar las moléculas.
Resumen Fuerzas Intermoleculares
Ordenadas DE MAYOR A MENOR INTENSIDAD, las fuerzas intermoleculares son:
•Cuando hay enlaces H-F, H-O y H-N Enlaces o puentes de H: intensa
atracción entre los dipolos permanentes debido a la gran diferencia de EN y al pequeño tamaño de los átomos;
•Cuando las moléculas son polares Fuerzas de Van der Waals entre dipolos permanentes (a mayor POLARIDAD y mayor MASA molecular mayores fuerzas);
•Cuando las moléculas son apolares Fuerzas de Van der Waals de
dispersión o entre dipolos inducidos (o entre átomos de los gases nobles); a mayor MASA mayores fuerzas.
Átomos de METAL (Ceden e- formando cationes). Forma redes de
cationes rodeados por electrones
Todos los átomos se ionizan quedando cargados positivamente y se
ordenan en el espacio formando un cristal. Los electrones procedentes de la ionización se mueven entre los cationes
ENLACE METÁLICO
La nube de electrones se mueven entre los cationes.
Iones positivos formados por los átomos de metal que han perdido electrones.
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
ATENCIÓN: el enlace metálico solo se puede producir entre átomos de un mismo elemento químico
UNA ALEACIÓN: es un mezcla de metales, se funden, se mezclan y luego se enfría. Se pueden volver a separar, no es un enlace.
TEORÍA DE BANDAS.
Mediante la teoría de bandas se pueden describir, desde el punto de vista
energético, algunas propiedades de los metales como la conductividad eléctrica y térmica.
• Los electrones pueden pertenecer a dos posibles bandas de energía:
La banda de valencia
La banda de conducción
Corresponde a las energías de los e- ligados alátomo y que no pertenecen al gas electrónico
Corresponde a las energías de los e- del gaselectrónico • Los metales son conductores
porque:
A) poseen una banda de conducción semillena
B) poseen una banda de conducción vacía que se solapa con la banda de
