Existe una teoría que nos permite explicar el enlace y que se denom ina Teoría de Orbitales Moleculares (OM), la cual nos explica:

(1)

Enlace Covalente

• Los enlaces covalentes se caracterizan por

• La compartición de electrones

• Se forma con elementos semejante electronegatividad

• Presentan enlaces direccionales, al contrario de los ionicos que son omnidireccionales

• El enlace es entre dos elementos no metalicos

(2)

Enlace Covalente

• Existe una teoría que nos permite explicar el enlace y que se denom ina Teoría de Orbitales Moleculares (OM), la cual nos explica:

• Cuando dos átomos se aproximan, sus orbitales atómicos se mezclan. Los electrones ya no pertenecen a cada átomo sino a la molécula en su conjunto

• La combinación de dichos orbitales se realiza mediante una operacion matemática que implican la combinación lineal de los orbitales atómicos

(3)

Enlace Covalente

• Por ejemplo se tiene dos orbitales s (molécula de Hidrogeno), de acuerdo a OM tenemos dos ecuaciones una de antienlace y otra de enlace.

(4)

Enlace Covalente

• Una forma mas general es:

(5)

Enlace Covalente

Una forma grafica del resultado a la ecuación de enlace es:

(6)

Enlace Covalente

• En el sistema covalente se pueden presentan varios tipos de enlace los cuales se denominan:

• Enlace sencillo

• Enlace doble

• Enlace triple

• Enlece covalente coordinado (el cual se vera en el

capitulo de coordinación)

(7)

Enlace Covalente

• En el caso del enlace sencillo también se puede designar como enla ce σ

• Con los enlaces doble y triple ademas de presentar un enlace σ pres entan uno dos enlaces π respectivamente

• Los cuales se definen:

• Enlace sigma: el solapamiento entre los orbítales atómico s donde se sitúa la máxima densidad electrónica en el eje que une los dos núcleos. Simetría cilíndrica

• Enlace pi: el solapamiento entre los orbítales atómicos sit úa la máxima densidad electrónica por encima y debajo d el plano que contiene los núcleos

(8)

Enlace Covalente

• Una forma grafica de mostrar los dos tipos de enlace es:

(9)

Enlace Covalente

• La teoría de OM se aplica de manera muy adecuada para moleculas pequeñas sin embargo para moléculas mas co mplejas este sistema se vuelve muy complicado, en el ca so de moléculas mas complejas se emplean los modelos de Lewis y Langmuir

• Lewis y Langmuir desarrollaron una teoría de enlace co n base en electrones compartidos.

• El modelo emplea reglas empíricas simples como la regl

a del octeto y las estructuras de Lewis .

(10)

Enlace Covalente

• Antes de ver el concepto de Estructurade lewis es import ante comprender el concepto de valencia, el cual se defi ne como:

• la capacidad de un elemento para combinarse con otro

• Ejemplos a este concepto son:

• El nitrógeno presenta 5 valencias N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅

• Mientras que en el caso de magnesio presenta solo una MgH₂

(11)

Enlace Covalente

• Teoría de Lewis

• Los electrones de la capa más externa (de valencia) s e transfieren (iónico) o se comparten (covalente) de modo que los átomos adquieren una configuración el ectrónica estable. De gas noble. Octeto.

• En esta caso los electrones de valencia de cada átomo

se representan por medio de puntos, cruces o círculos

. Cada par de electrones compartidos pueden represe

ntarse con una línea y si hay dobles o triples enlaces

se representan con dos o tres líneas.

(12)

Enlace Covalente

• Símbolos de Lewis

• Un símbolo de Lewis representa el núcleo y los electr ones internos de un átomo.

• Los puntos alrededor del símbolo representan a los el

ectrones de de valencia.

(13)

Enlace Covalente

• Las estructuras de Lewis no explican

• La forma o la geometría de una molécula.

• La información de los orbitales donde proceden l os electrones o de donde se alojan definitivame nte estos. Basta con contar los electrones de val encia y distribuirlos correctamente alrededor del átomo.

• Por ejemplo no explica la diferencia para estos compu estos de azufre ^S ^O

O O

O S

O S O O

O O

(14)

Enlace Covalente

• Reglas para las estructuras de Lewis

• El H sólo puede adquirir 2e. Los elementos del 2º período : 8e y lo del 3ª y siguiente pueden ampliar el octeto.

• Escribir una fórmula con el elemento menos electronegati vo en el centro, enlazado por enlaces sigma a los átomos periféricos.

• Si la molécula es iónica sumar o restar su carga.

• Para que se cumpla la regla del octecto: sumar los electr ones de valencia más los electrones compartidos.

• Asignar pares solitarios preferentemente a los átomos per iféricos.

(15)

Enlace Covalente

• Uno de los conceptos mas importantes dentro de las estr ucturas de Lewis es el concepto de:

• Carga formal (CF):

CF = (Electrones de valencia) - 1/2(electrones com

partidos) – (electrones no enlazados)

(16)

Enlace Covalente

Carga formal del HNO

₃

0 4

2 6

O -OH

0 4

2 6

O O=

- 1 6

6 1 O

O-

+1 0

5 4 N

N

Carga formal e^- no enlazados

½ e^- enlazados e^- valencia

Átomo Estructura

O N O H O

+1

-1

N OH

O O

Número de oxidación N= 5+

HNO

³

1+ -2

(3*2-) + (1+) = 5+

(17)

Enlace Covalente

H O N O

O

Ordenamiento

H O N O O

Fórmula de Lewis

N O

O

OH Geometría

HO N O O

HO N O

O

(18)

Enlace Covlaente

2s 2p

O

N OH

O O

N OH

O O O O {

Hibridación sp2 Trigonal planar

Ácido Nítrico

(19)

Enlace Covalente

• Regla del octeto

Establece que al formarse un enlace químico los átomos adqueren, pie rden o comparten electones de tal manera que la cara más externa d e valencia contenga 8 electrones.

Hay muchas excepciones y cuando hay más de 8 electrones se dice que la capa de valencia e ha expandido (uso de orbitales d y f)

(20)

Enlace Covalente

1. Para la mayoría de las moléculas hay un máximo de 8 electrones d e valencia.

2. Cuando un átomo tiene orbitales d, la valencia se expande.

3. Las repulsiones entre electrones deben ser minimizadas.

4. La molécula debe alcanzar su mínimo de energía.

(21)

Enlace Covalente

El enlace covalente se forma cuando los átomos se unen co mpartiendo e

^-

de la capa de valencia.

H 1s

¹

H H:H

Li [He]2s

¹

Li

Be [He]2s

²

Be

B [He]2s

²

2p

¹

B C [He]2s

²

2p

²

C

…

F [He]2s

²

2p

⁵

F F:F

Ne [He]2s

²

2p

⁶

Ne

(22)

• Dentro del concepto de octeto podemos disting uir

• Par electrónico de enlace: aquel que es comp artido por dos átomos y que por tanto contribuye de modo eficaz al enlace.

• Par solitario: aquel que pertenece exclusivame nte a un átomo. No contribuye al enlace pero es crucial a la hora de determinar las estructuras m oleculares.

Enlace Covalente

(23)

Enlace Covalente

• Enlaces covalentes múltiples

Molécula N₂ Molécula CO₂

• Orden de enlace: número de pares de e- que cont

ribuyen al enlace entre dos átomos.

(24)

Enlace Covalente

Moleculas con número de electrones impares

Octeto Incompleto

Octeto expandido Excepciones a la

Regla del Octeto

(25)

Enlace Covalente

• Algunos ejemplos a la excepción al Octeto son:

• Moléculas deficientes de electrones (octeto incompleto )

• Moleculas hipervalentes (expansión del octeto)

(26)

Enlace Covalente

• Estructuras resonantes

• De manera común se define como resonancia a la “deslocaliza ción de los pares electrónicos dentro de una molécula,” sin emb argo en los compuestos inorgánicos se puede entender como:

• La existencia de dos o mas estructuras equivalentes que prese ntan la misma energía.

• Estas estructuras solo se diferencian por la posición del doble e nlace.

• La fusión de las estructuras es precisamente es lo que se denomin a resonancia y en el caso de presentar alguna de las estructuras d e Lewis se denomina como híbrido de resonancia

(27)

Enlace Covalente

• Teoría de repulsión de pares electrónicos (RPECV)

• Esta teoría predice la forma de una molécula, tomando en cuenta la configuración más estable de los ángulos de enlace dentro de ella. De acuerdo con dicha teoría esta configuración se determina, principalmente, por las interacciones de repulsión entre los pares de electrones en la capa de valencia del átomo central

(28)

Enlace Covalente

• Este modelo considera que los pares de electrones ocupan orbitales localizados. Se orientan para que la distancia entre los orbitales sea máxima.

• Un ejemplo es metano, con una geometría tetraédrica

(29)

Enlace Covalente

• Geometrias permitidas de acuerdo a la TRPECV

(30)

Enlace Covalente

• TRPECV

Estas geometrías se generan a partir de la repulsión de pares de el ectrones de la capa de valencia, y se debe emplar cuando:

1. El átomo central esta unido a 2 o más átomos

2. Los pares de electrones de la capa de valencia toman las posiciones más alejadas posibles.

3. Se consideran todos los elementos y electrones de valencia del átomo central: pares enlazados y pares libres.

4. La forma de la molécula es función de las posiciones de los núcleos, de los pares de electrones enlazados y libres

(31)

Enlace Covalente

• Reglas para la TRPECV

1. El orden de las repulsiones son las siguientes:

Par solitario-par solitario > par solitario-par enlazado > par enlazado-p ar enlazado

2. Cuando hay pares solitarios, el ángulo de enlace es menor que el predicho por la regla 1.

3. Los pares solitarios escogen el sitio más grande.

4. Si todos los sitios son iguales, los pares solitarios escogerán posiciones trans entre ellos.

5. Dobles enlaces ocupan más espacio que enlaces simples.

6. Los pares de electrones de substituyentes electronegativos ocupan menos espacio que los más electropositivos.

(32)

Enlace Covalente

• Ejemplos a las reglas

(33)

Enlace Covalente

Si el átomo central pertenece a un elemento del tercer perio do o de los siguientes, hay dos posibilidades:

a. Si el substituyente es oxígeno o halógenos, aplican las reglas.

b. Si los substituyentes son menos electronegativos que

los halógenos y el oxígeno, los pares solitarios

ocuparán un orbital s de no enlace y el par enlazado

estará en orbitales p formando ángulos de 90°

(34)

Enlace Covalente

• Sintesis de las reglas de TRPECV

1. Las geometrías ideales son:

Número de coordinación 2 lineal

Número de coordinación 3 trigonal planar Número de coordinación 4 tetraédrica

Número de coordinación 5 trigonal bipiramide Número de coordinación 6 octaédrica

2. Las repulsiones varían:

PS-PS > PS-PE > PE-PE

2.1 Cuando hay pares solitarios los ángulos son menores a los de las geometrías ideales.

2.2 Los pares solitarios seleccionan el sitio más grande en TBP ecuatorial 2.3 Si todos los sitios son iguales, los pares solitarios estarán en posición trans 3. Los enlaces dobles ocupan más espacio que los enlaces sencillos.

4. Pares enlazados en que el sustituyente es electronegativo ocupa un menor espacio que los que el sustituyente es electropositivo