Capítulo 5. El enlace covalente
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Capítulo 5. El enlace covalente 1.- Teoría de Lewis y enlace covalente 1.1.- Estructuras de Lewis 1.2.- Carga formal 1.3.- Estructuras resonantes 1.4.- Excepciones a la regla del octeto 1.5.- Números de oxidación 2.- Teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV) 3.- Teoría del enlace de valencia 3.1.- Solapamiento de orbitales atómicos 3.2.- Hibridación de orbitales atómicos 3.3.- Enlaces múltiples 4.- Teoría de orbitales moleculares 4.1.- Orbitales moleculares 4.2.- Molécula de hidrógeno y helio 5.- Momento dipolar Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 1.- Teoría de Lewis y enlace covalente 1.1.- Estructuras de Lewis Enlace covalente Enlace químico en el que dos electrones están compartidos por dos átomos Compuestos covalentes Sólo contienen enlaces covalentes en su estructuras Electrones de valencia Electrones que participan en los enlaces químicos Símbolos de electrón-punto También se denominan Símbolos de Lewis y consiste en el símbolo químico del elemento más un punto por cada electrón de valencia Los puntos se colocan en los cuatro lados del simbolo atómico Cada lado puede dar cabida a dos electrones como máximo Los cuatro lados son elquivalentes La colocación de los electrones de uno en uno es arbitraria Regla del octeto Los átomos tieden a ganar, perder electrones o compartir electrones hasta estar rodeados de 8 electrones de valencia como los gases nobles Un octeto de electrones puede visualizarse como cuatro pares de electrones de valencia dispuestos alrededor del átomo Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 Estructuras de Lewis Sólo se muestran electrones de valencia Los pares de electrones compartidos de un enlace covalente (electrones enlazantes) se muestran con líneas o como pares de puntos entre dos átomos Los pares de electrones libres no compartidos (electrones no enlazantes) se representan como pares de puntos en los átomos individuales ¿Cómo dibujar las estructuras de Lewis? 1) Sumar los electrones de valencia de todos los átomos. Si se trata de un anión añadir un número de electrones igual a la carga del anión y si se trata de un catión restar un número de electrones igual a la carga del catión 2) Escribir los símbolo de los átomos para indicar cuales están unidos entre si y conectarlos con un enlace sencillo 3) Completar los octetos de los átomos unidos al átomo central de la molécula 4) Coloque los electrones que sobran en el átomo central aunque se sobrepase la estructura de octeto 5) Si no hay suficientes electrones para que el átomo central tenga un octeto, pruebe con enlaces múltiples. Utilice uno o más de los pares de electrones no compartidos de los átomos unidos al átomo central para formar dobles o triples enlaces Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 1.2.- Carga formal Carga formal para un átomo en concreto es igual al número de electrones de valencia que tiene el átomo aislado, menos el número de electrones asignado al átomo en la estructura de Lewis La asignación de electrones se realiza de acuerdo a las siguientes reglas 1) Todos los electrones no compartidos (no enlazantes) se asignan al átomo en el que se encuentran 2) La mitad de electrones del enlace (electrones enlazantes) se asignana a cada átomo del enlace CF=nº electrones de valencia-(1/2nºelectrones enlazantes+nºelectrones no enlazantes) La estructura de Lewis más adecuada se selecciona de acuerdo a los siguientes criterios: -Moléculas neutras: es preferible una estructura de Lewis sin cargas formales -Las cargas formales grandes son menos probables que las cargas formales pequeñas -Entre varias estructuras con las mismas cargas formales la más probable es la que tiene las cargas formales negativas en los átomos más electronegativos Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 1.3.- Estructuras resonantes Estructura resonante es una de las dos o más estructuras de Lewis para una molécula que no se puede representar exactamente con una estructura de Lewis Resonancia la representación de una molécula necesita dos o más estructuras de Lewis Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 1.4.- Excepciones a la regla del octeto Octeto incompleto En algunos compuestos el número de electrones que rodean al átomo central de una molécula estable es inferior a ocho P.e. BeH2, BF3 Moléculas con número impar de electrones Si los electrones de valencia totales de un molécula son impares la regla del octeto no se podrá cumplir para todos los átomos de esa molécula P.e. NO, NO2 Octeto expandido Los elementos del 2º periodo de la tabla periódica no pueden tener más de ocho electrones en su nivel más externo en orbitales s o p. Sin embargo, los elementos del 3er periodo pueden formar compuestos en los que tengan más de ocho electrones en su nivel más externo, ya que pueden situar los electrones sobrantes del octeto en orbitales d P.e. SF6, PCl5 Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 1.5.- Estado de oxidación El estado de oxidación de un átomo en un compuesto se calcula: 1) Se asignan los electrones enlazantes al átomo más electronegativo 2) Se calcula el estado de oxidación según la siguiente expresión e.o.=electrones de valencia-(electrones asignados+electrones no enlazantes) Los estados de oxidación no corresponden a cargas reales, excepto en el caso de sustancias iónicas simples. Los estados de oxidación son muy útiles para: -dar nombre a los compuestos -balancear ecuaciones químicas en las que hay cambio de e.o. -estudiar tendencias de las propiedades químicas Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 2.- Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPECV) Teoría de Lewis Tipo y número de átomos Secuencia de átomos Tipo de enlace entre átomos ¿Y la geometría molecular? La repulsión entre los pares electrónicos de la capa de valencia determina la distribución geométrica de los átomos en la molécula Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPECV) Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 RPECV Disposición de los pares de electrones enlazantes y no enlazantes de la capa de valencia Disposición de los átomos en el espacio GEOMETRÍA MOLECULAR Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 Predicciónde dela lageometría geometríamolecular molecularsegún segúnRPECV RPECV Predicción 1.- Dibujar la estructura de Lewis de la molécula o ion 2.- Contar los pares de electrones que rodean al átomo central y disponerlos de tal forma que se minimicen las repulsiones entre ellos 3.- Predecir la geometría molecular, es decir, la disposición de los átomos de acuerdo con la situación de los pares de electrones 4.- Un doble o triple enlace cuente como un par enlazante a la hora la predecir la geometría molecular NH3 H N H H N N H H H H H H Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 Moléculasen enlas lasque queel elátomo átomocentral centralno notiene tienepares paresde deelectrones electroneslibres libres Moléculas Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 Moléculasen enlas lasque queel elátomo átomocentral centraltiene tieneuno unooomás máspares paresde deelectrones electroneslibres libres Moléculas Tres tipos de fuerzas de repulsión entre los electrones de la capa de valencia entre pares enlazantes entre pares libres entre par enlazante y par libre Las fuerzas de repulsión disminuyen en el siguiente sentido par libre Q par libre > par libre Q par enlazante > par enlazante Q par enlazante Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 Moléculasen enlas lasque queel elátomo átomocentral centraltiene tieneuno unooomás máspares paresde deelectrones electroneslibres libres Moléculas Moléculas ABxEy A átomo central Bx átomos no centrales Ey pares de electrones libres sobre el átomo central Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 3.- Teoría de enlace de valencia ¿Por qué se forma un enlace covalente? Teorías mecano-cuánticas Teoría de enlace de valencia (EV) supone que los electrones ocupan orbitales atómicos de los átomos que forman la molécula Teoría de enlace de orbitales moleculares (OM) propone la formación de orbitales moleculares a partir de orbitales atómicos Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 3.1.- Solapamiento de orbitales atómicos ¿Por qué se forma un enlace covalente? Una molécula es estable cuando la reacción de los átomos disminuye la energía potencial del sistema Solapamiento dos orbitales comparten una región del espacio Formación enlace H-H Átomos alejados Ep=0 Si los átomos se acercan Ep~ Átomos a la distancia de enlace Ep mínima Átomos de H a la distancia de enlace Mínima energía Máximo solapamiento de orbitales Máxima estabilidad Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 Solapamientode deorbitales orbitalesatómicos atómicospuros puros Solapamiento Enlace sigma (σ) enlaces covalentes formados por el solapamiento de orbitales por los extremos de forma que la densidad electrónica esá concentrada entre los núcleos de los átomos unidos Enlace pi (π) enlaces covalentes formados por el solapamiento lateral de orbitales, de forma que la densidad electrónica se concentra arriba y abajo del plano que forman los núcleos de los átomos enlazados H2 F2 HF 1s+1s 2p+2p 1s+2p H2, F2 y HF son moléculas lineales, pero ¿cómo se explica la geometría molecular de amoniaco y agua? Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 3.2.- Hibridación de orbitales atómicos Hibridación de orbitales consiste en la combinación de n orbitales atómicos puros que no difieren mucho en energía para obtener n orbitales híbridos equivalentes entre sí y que difieren de los puros en su forma y orientación Orbitales híbridos orbitales atómicos que se obtienen cuando dos o más orbitales no equivalentes del mismo átomo se combinan para formar un enlace covalente Procedimiento 1) Dibujar la estructura de Lewis 2) Utilizando RPECV predecir distribución global de los pares de electrones 3) Deducir la hibridación del átomo central relacionando la distribución de los pares de electrones con la de los orbitales híbridos Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 Hibridaciónsp sp33 Hibridación Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 Hibridaciónsp sp33 Hibridación Hibridaciónsp sp22 Hibridación Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 Hibridaciónsp sp Hibridación Hibridaciónsp sp33dd22 Hibridación Elementos del 3er Periodo Cuando n=3 orbitales de tipo s, p y d en la capa de valencia Para explicar algunas geometrías moleculares como la de SF6 Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 Sobrela lahibridación hibridación Sobre 1) No se aplica a átomos aislados, sólo se aplica a átomos que forman enlace covalente 2) Mezcla dos omás orbitales atómicos no equivalentes. Los orbitales híbridos tienen formas diferentes a los orbitales atómicos puros 3) El número de orbitales híbridos es igual al número de orbitales puros de los que derivan 4) La hibridación requiere energía que el sistema recuper de sobra con la formación del enlace 5) Los enlaces covalentes se puede formar por solapamiento de orbitales puros, de orbitales híbridos o de orbitales puros e híbridos Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 Tiposde dehibridación hibridación Tipos 3.3.- Enlace múltiples Enlace sigma (σ) enlaces covalentes formados por el solapamiento de orbitales por los extremos de forma que la densidad electrónica esá concentrada entre los núcleos de los átomos unidos Enlace pi (π) enlaces covalentes formados por el solapamiento lateral de orbitales, de forma que la densidad electrónica se concentra arriba y abajo del plano que forman los núcleos de los átomos enlazados Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 4.- Teoría del orbital molecular 4.1.- Orbitales moleculares Orbitales moleculares Resultado de la interacción de los orbitales atómicos de los átomos que se enlazan y están relacionados con la molécula entera P.e. Molécula de hidrógeno Interferencia constructiva Interferencia destructiva Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 Formaciónde deorbitales orbitalesmoleculares molecularesde deorbitales orbitalesatómicos atómicospp Formación Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 Sobrela laTeoría Teoríade deOrbitales OrbitalesMoleculares Moleculares Sobre 1) El número de orbitales moleculares que se forman siempre es igual al número de orbitales atómicos que se combinan 2) Cuanto más estable sea el orbital de enlace, menos estable será el orbital de antienlace 3) El llenado de orbitales siempre procede de menor a mayor energía. En una molécula estable, el nº de electrones en los orbitales de enlace es menor que en los orbitales antienlazantes 4) Los orbitales moleculares cumplen el principio de exclusión de Pauli 5) El llenado de orbitales moleculares cumple la regla de Hund 6) El número de electrones es igual a la suma de todos los electrones de los átomos que se enlazan Química Química1º 1ºITA/rmt/Curso2004-2005 ITA/rmt/Curso2004-2005 4.2.- Molécula de hidrógeno y helio Orden de enlace=1/2(nºe OM-nºe OM*) Si OE>0 la molécula es estable Si OE≤0 la molécula no es estable 4.3.- Moléculas diatómicas mononucleares de elementos del segundo periodo Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 4.4.- Orbitales moleculares deslocalizados: el benceno Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 5.- Momento dipolar Momentodipolar dipolares esel elproducto productode dela la Momento cargaQQyyla ladistancia distanciarrentre entrelas las carga cargas cargas µ=Qxr Q es la carga r distancia entre las cargas 1 D = 3.36 x 10-30 C m electron poor region electron rich region H F δ+ δ− Moléculas polares y apolares Química 1º ITA/rmt/Curso2004-2005 Cuál de las siguientes moléculas tiene momento dipolar? H2O, CO2, SO2, y CH4 O H H Momento dipolar Molécula polar S O O Momento dipolar Molécula polar H O C O No momento dipolar Molécula no polar H C H H No momento dipolar Molécula no polar