Enlace covalente. 2º Bachillerato

Texto completo

(1)

2º Bachillerato

(2)

¿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

(3)

¿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

(4)

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

(5)

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

(6)

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

(7)

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

(8)

¿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

(9)

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

(10)

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

(11)

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

(12)

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

(13)

Aplicación: Representación estructuras de Lewis H C H C H H H C H O H O N O

C

2

H

4

HNO

2

C

2

H

4

O

2

CH

2

O

H C H H C O O H

(14)

Concepto 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

(15)

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

(16)

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:

(17)
(18)

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

(19)

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

(20)

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.

(21)

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

(22)

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

(23)

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

2

Geometría Plana

triangular

Nº de enlaces Enlazantes No enlazantes Geometría

Molecular

Forma

3 3 0 PlanaTriangular

(24)

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.

(25)

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.

(26)

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

(27)

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

(28)

© 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”

(29)

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 más

(30)

Representación de la molécula de

oxígeno según TEV

Tenemos en cuenta que:

O(Z=8): 1s

2

2s

2

p

4

(31)

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.

(32)

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

(33)

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

(34)

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

(35)

HIBRIDACIÓN DE ORBITALES

Molécula de BeH

2

2s 2p H H Orbitales híbridos sp

(36)

Para solucionar esto se introduce el concepto de

Promoción electrónica

El Teoría del enlace de Valencia (TEV)

Geometría Lineal: Hibridación sp

(37)

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

(38)

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

(39)

HIBRIDACIÓN DE ORBITALES

Lineal

Triangular

(40)

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.

(41)

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.

(42)

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)

(43)

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.

(44)

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

2

Cada 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.

(45)

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.

(46)

A modo de resumen sobre la polaridad

de una molécula covalente

(47)

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

(48)

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES

SÓLIDOS COVALENTES

FORMAN REDES DE ÁTOMOS UNIDOS POR ENLACE COVALENTE

ALTOS PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN

INSOLUBLES

(49)

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

(50)

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

(51)

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

(52)

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

2

O, NH

3

( y moléculas

(53)

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.

(54)

Resumen Fuerzas Intermoleculares

Ordenadas DE MAYOR A MENOR INTENSIDAD, las fuerzas intermoleculares son:

•Cuando hay enlaces H-F, H-O y H-NEnlaces 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 polaresFuerzas de Van der Waals entre dipolos permanentes (a mayor POLARIDAD y mayor MASA molecular mayores fuerzas);

Cuando las moléculas son apolaresFuerzas de Van der Waals de

dispersión o entre dipolos inducidos (o entre átomos de los gases nobles); a mayor MASA mayores fuerzas.

(55)

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.

(56)

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 al

átomo y que no pertenecen al gas electrónico

Corresponde a las energías de los e- del gas

electrónico • 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

(57)

conductividad eléctrica

conductividad térmica

ductilidad

maleabilidad

elasticidad

dureza y densidad

brillo metálico y opacidad

estructuras cristalinas compactas:

cúbica centrada en el espacio (cce)

cúbica compacta (cc)

hexagonal compacta (hc)

(58)

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