Enlace covalente

Enlace covalente
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
tridimensionales
Teoría de Lewis del enlace covalente
Los gases nobles presentan gran estabilidad
química, y existen como moléculas mono-atómicas.
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:
G. N.
Lewis
Los átomos pueden adquirir estructura de
gas noble compartiendo electrones para
formar un enlace de pares de electrones.
e- de valencia
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
2
8
8
8
8
8
Teoría de Lewis del enlace covalente
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
mismo átomo.
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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
de electrones. Ejemplo:
¿Qué compuestos covalentes se
formarán?
1º Con el Hidrógeno y el oxígeno . Representarlo mediante la estructura de Lewis
H
O
H
2º Entre el nitrógeno y el hidrógeno:
Par enlazante
H
O
H
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 eH necesita 2 e-
C(8 e-) + H ( 2 e- x 4)
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
enlaces
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
C2H 4
C
CH2O
C
H
H
C
H
C
O
O
N
H
H
H
C 2 H 4O2
H
H
O
HNO2
C
O
H
H
O
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)
Hibrido de
resonancia
Forma resonante
límite
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:
NH4+, H3O+,
Enlace de átomos de azufre (S) y oxígeno (O)
Molécula de SO: enlace covalente doble
Molécula de SO2: enlace covalente doble y un
enlace covalente coordinado o dativo
Molécula de SO3: enlace covalente doble y dos
enlaces covalentes coordinado o dativo
:S ═ O:
˙˙ ˙˙
˙ ˙ ← S ═ O:
:O
˙˙ ˙˙ ˙˙
˙ ˙ ← S ═ O:
:O
↓ ˙˙
˙˙
:O:
˙˙
Enlace covalente coordinado.
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
BCl3, tiene
6 electrones el
Boro
Los elementos del tercer periodo y
sucesivos ,debido a la existencia de
orbitales disponibles, pueden alojar
más de 8 electrones
Octeto ampliado
PCl 5
SF6
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
orbitales)
Geometría Molecular
Forma 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.
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.
Observaciones:
El orden de intensidad en la repulsión es:
Par enlazante-par enlazante <par libre-par enlace < par libre-par libre
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)
b)
c)
Se dibuja la estructura de Lewis.
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)
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
PNC= Par de no enlace; PE= Par de enlace
El modelo de RPECV: Predicción de la geometría molecular
Geometría Lineal:
Ejemplo : Be Cl2
Nº de enlaces
2
Enlazantes
2
Geometría Plana
triangular
Nº
de enlaces Enlazantes
No enlazantes
0
No enlazantes
Geometría
molecular
Forma
Lineal
Geometría
Molecular
3
3
0
Plana Triangular
3
2
1
Angular
Forma
El modelo de RPECV: Predicción de la geometría molecular
Geometría Tetraédrica:
Algunos ejemplos podrían ser las moléculas de: metano,
amoniaco y agua.
Nº de enlaces
Enlazante
s
No
enlazantes
Geometría
molecular
4
4
0
Tetraédrica
(109,5º)
4
3
1
Piramidal
Triangular o
trigonal
4
2
2
Angular
(104,5º)
Ejemplo
Forma
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.
• Los dos e- se comparten en el orbital solapado.
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
Enlaces tipo

Da lugar a enlaces sencillos
F
F
Se produce entre:
s-s ; s-p ;
p-p
Enlaces tipo

Da lugar a
ENLACES MÚLTIPLES
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”
c) Entre dos orbitales “p”.
© Grupo ANAYA S.A.
Química 2º Bachillerato
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
débil que un enlace 
Representación de la molécula de
oxígeno según TEV
 Tenemos en cuenta que:
 O(Z=8): 1s22s2 p4
El Teoría del enlace de Valencia (TEV)
 Esta explicación era perfectamente satisfactoria para muchas
moléculas pero..
 NO podía explicar otras como BeF2 , ya que los 2 electrones
de valencia del Berilio están apareados.
Ampliación (TEV): Promoción electrónica
 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
Ampliación (TEV): Promoción electrónica
 Los resultados experimentales de la molécula de BeH2
indican distancias idénticas de los enlaces (ángulo de 180º)
.
 Esto no se puede explicar con el solapamiento de orbitales
de distinta naturaleza ¿?
¿
?
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 BeH2, necesitamos 2 orbitales híbridos:
2s
2p
Orbitales híbridos sp
HIBRIDACIÓN DE ORBITALES
 Molécula de BeH2
2s
Orbitales híbridos sp
2p
H
H
El Teoría del enlace de Valencia (TEV)
 Para solucionar esto se introduce el concepto de
Promoción electrónica
Geometría Lineal:
Hibridación sp
ORBITALES HÍBRIDOS sp2
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.
Un ejemplo de molécula con esta hibiridación sería, Por ejemplo el BF3:
ÁTOMO CENTRAL (B): s2 p1
s
px


py
pz
promoción
s
px
py




pz
hibridación
sp2
sp2
sp2




pz
ORBITALES HÍBRIDOS sp3
Se forman por combinación de un orbital “s” y los 3 orbitales “p”, dando lugar
a 4 orbitales híbridos “sp3”, iguales en Forma y Energía, pero diferentes en
Orientación (hacia los vértices de un tetraedro, ángulo de 109,5º).
Ejemplo el CH4:
s
px
py



pz
ÁTOMO CENTRAL (C):s2p2 (capa de valencia)
promoción
s
px
py
pz
hibridación
sp3
sp3
sp3
sp3










HIBRIDACIÓN DE ORBITALES
Lineal
Triangular
Tetraédrica
Polaridad : del enlace
MOMENTO DIPOLAR


  qd
( Debye )
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 (H2, Cl2, N2…). 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.
Polaridad de las Moléculas
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
POLARIDAD
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
Enlaces covalentes no polares
H-H
H
F
F-F
El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado
con la diferencia de electronegatividad de los átomos unidos.
Polaridad de las Moléculas
Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas:
1- La polaridad de los enlaces de la molécula.
2- La geometría molecular
CO2
Cada dipolo C-O se
anula porque la molecula
es lineal
H2O
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
El enlace se produce entre un
AGUA, HELIO, GLUCOSA, BUTANO, ETANOL…
pequeño número de
átomos
PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES
SÓLIDOS COVALENTES
FORMAN REDES DE ÁTOMOS UNIDOS POR ENLACE COVALENTE
• ALTOS PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN
•INSOLUBLES
DIAMANTE
GRAFITO
Propiedades de los compuestos
covalentes
Pueden formar 2 estructuras:
Sólidos Atómicos (redes covlalentes)
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.




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)
Grafito
Ejemplos: diamante (Cn), grafito (Cn), cuarzo (SiO2)
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:
• PUENTES DE HIDRÓGENO
•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
mayores fuerzas de Van der Waals.
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, H2O, NH3 ( y moléculas
orgánicas con enlaces H-F, H-O y H-N).
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.
ENLACE METÁLICO
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
+ + + ++ ++
+ +
+ +
+ +
+
+
+
+
+ +
+
+
+
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 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
valencia
CARACTERÍSTICAS FÍSICAS DE LOS METALES








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)