Lic. Quím. Jenny Fernández Vivanco

CICLO 2012-III Módulo: IUnidad: II Semana: 3

QUIMICA GENERAL

CONTENIDOS TEMÁTICOS

Enlace covalente Enlace moleculares Trabajo de investigación

Enlace Químico:Enlace

Covalente y Estructura Molecular

Quím. Jenny Fernández Vivanco

B. Enlace covalente Los átomos comparten sus electrones de valencia.

- Las sustancias están en estado sólido, liquido y gaseoso- Tienen puntos de fusión bajos (H2O= 0 ºC)- Tienen puntos de ebullición bajos (H2O= 100 ºC)- Δ En < 1,7- Reaccionan lentamente.1) Enlace covalente normalCuando el par de electrones es aportado por ambos átomos.

Puede ser apolar (no polar) y polar- Enlace covalente apolar: El par de electrones del enlace son compartidos

equitativamente (por igual) por ambos átomos. Se realiza entre átomos de igual electronegatividad Δ En = 0 Ej: H2, Cl2, O2

-Enlace covalente polar:

Se realiza entre átomos con diferentes electronegatividad (H- Cl), el átomo con mayor electronegatividad atrae con mayor fuerza los electrones compartidos; la nube electrónica no está compartida uniformemente, se crean polos (+ ˉ )

2) Enlace covalente coordinado dativo

Los electrones compartidos son aportados solo por uno de los átomos que participan en el enlace. El que comparte sin poner nada gana mas carga positiva. Por ello se atraen además por una atracción de tipo eléctrico, por una atracción de tipo electrostático

+ ˉ

H Cl + -

El enlace es covalente e iónico a la vez

● ●● x● x ● ●

x x

x x O S

● ● ● ● ● ●

H x x ↑ H ● x N x ● H + H+ → H- N - H x I ● H H

O

O ← S \\ O

Enlaces normales=1Enlaces dativos=1

SO2

SO3

O ↑O←S \\ O

Enlaces normales=1Enlaces dativos= 2

(NH4) +Enlaces normales=3Enlaces dativos=1

C. Enlace metálico

En los metales existe una “red cristalina” de iones de metales (+), los electrones del ultimo nivel se desplazan libremente de un átomo a otro lo que justifica la levada conductibilidad eléctrica.

D. Enlace puente de hidrogeno

Son enlaces eléctricos fuerte que se originan entre un átomo de hidrogeno y átomo de alta En con pequeño volumen (F, O, N)

+ + +

● ● ●

● ● ●

H ― O ••• H ― O ••• H ― O I I I H H H

Regla practica para determinar si una molécula es polar o apolar:

• Cuando el átomo central tiene electrones

de valencia no compartidos,

la molécula es polar

b) Cuando el átomo central tiene compartidos

todos sus electrones de valencia,

entonces la molécula es apolar,

pero todos los ligandos deben ser iguales.

c) Cuando el átomo central tiene compartidos

todos sus electrones de valencia,

pero todos sus ligandos no son iguales,

entonces la molécula es polar

●● H N H x● H

x ●

x ●

F F B ● x F

x ●

x ●

x x O x x ●● x x H O S O H x x ●● x x O

x ●

● x

x x

x x

x ●

● x

Tipos de enlaces interatómicos

Porcentaje de carácter iónico del enlace

El enlace covalente

Electrones 1s

Par electrónico compartido

Una molécula de hidrógeno

Dos átomos de hidrógeno

Par enlazante

Pueden ser uno o más pares de electrones los compartidos entre los átomos que forman el enlace, originando de esta manera una nueva especie química: una molécula. Generalmente tienden a enlazarse covalentemente los átomos de elementos no metálicos, que tienen potenciales de ionización relativamente altos, y entre los cuales generalmente se obtienen diferencias de electronegatividades menores a 1,9.

Formación del H2

Al formarse la molécula los orbitales atómicos se traslapan (se superponen, se solapan, se funden) formando un nuevo tipo de

orbital: un orbital molecular (un enlace covalente)

Moléculas sencillas

O

H

H

par no com partido

par com partidoAGUA, H 2O

O H

H

O H

H

Moléculas sencillas

H

H

H

NHN

H

Hpar no com partido

par com partido

H

H

H

N

AM ONIACO, NH 3

Clasificación de los enlaces covalentes

Tipos de enlace covalentes

• Normales:Si los electrones compartidos provienen uno de cada uno de los átomos enlazados.

• Coordinados:Si el par de electrones compartidos proviene de uno solo de los átomos enlazados.

(a)(a) Por el origen de los electrones Por el origen de los electrones compartidoscompartidos

Tipos de enlace

covalentes:

Por el Por el origen de origen de

los los electrones electrones compartidcompartid

osos

B r B r B r B r

B r B r

Form ación del Br2

Enlace covalente normal

Form ación del NH 4+ (ion am onio)

H

H

H

N H +

no tiene electrones!!su orb ital 1s está vacío !!

H

H

H

N H

+

H

H

H

N HEnlace covalente coordinado

Los enlaces covalentes normales y coordinados formados en el NH4

+ son indistinguibles entre sí!

Enlaces covalentes normales y coordinados

Enlace covalente normal simple

Enlace covalente coordinado simple

Orbitales semillenos Pares de e- compartidos

Orbital lleno Orbital vacante Pares de e- compartidos

Tipos de enlace covalentes:

Enlaces formados por átomos iguales: nubes simétricasEnlaces covalentes no polaresEnlaces covalentes no polares

Enlaces covalentes polaresEnlaces covalentes polares

Enlaces formados por átomos diferentes: nubes asimétricas por la diferencia de electronegatividad o tamaño (se origina un dipolo o separación de cargas parciales)

+

(b)(b) Por el grado de compartición de los Por el grado de compartición de los electroneselectrones

Tipos de Enlace según la diferencia de

Electronegatividad

ΔEN = ENA - ENB

Si ΔEN ≥ 1,9 Si ΔEN < 1,9

Enlace Iónico Enlace Covalente

No polar o apolar Polar

Si, ΔEN = 0, 0(átomos iguales)

Si, 0 <ΔEN < 1,9(elementos diferentes)

La mayor o menor diferencia entre las electronegatividades de los átomos que forman un compuesto determinan el tipo de enlace.

Enlace no polar

Enlace polar

Momento Dipolar ()

HCl

= q . rq : carga del e- = 1,602·10-19 C r : distancia entre cargas 1 Debye (D) = 3,33·1030 C.m

Sustancia ΔEN (D) Te (oC)

HF 1,9 1,91 19,9

HCl 0, 9 1,03 -85,03

HBr 0,7 0,79 -66,72

HI 0,4 0,38 -35,35

H-H 0,0 0,0 -253

El momento dipolar es una magnitud vectorial que mide la intensidad del dipolo

formado, es decir es una medida del polaridad del enlace.

Tipos de enlace covalentes:

enlaces sencillos (1 par compartido)enlaces dobles (2 pares compartidos)enlaces triples (3 pares compartidos)H H O O N N

octetos

Para cumplir la regla del octeto los átomos también pueden compartir más de un par de electrones y formar enlaces múltiples

(c) Por la Multiplicidad del enlace covalente(c) Por la Multiplicidad del enlace covalente

Tipos de enlace covalentes:

El enlace se forma cuando solapan los orbitales atómicos.

Los dos e- se comparten en el nuevo orbital formado.

Enlace Sigma, :

La densidad electrónica se

concentra en el eje que une

los átomos. Consta de un

solo lóbulo.Todos los

enlaces sencillos son sigma.

(d) Por la forma de los enlaces (orbitales (d) Por la forma de los enlaces (orbitales moleculares)moleculares)

Tipos de enlace covalentes:

Enlace pi, :

La densidad electrónica se encuentra por encima y por debajo del

eje que une los átomos. Consta de dos lóbulos.- Un enlace doble consiste en un enlace y un .

- Un enlace triple consiste en un enlace y dos .

Para un mismo par de átomos: longitud E-E > l.ongitud E=E > longitud E ≡ EEnlace longitud de enlace (Å) energía de enlace

(kcal/mol) C – C 1,53 88

C = C 1,34 119

C ≡ C 1,22 200

+

(d) Por la Forma de los enlaces (orbitales (d) Por la Forma de los enlaces (orbitales moleculares)moleculares)

Orbitales sigma y pi

Región de traslape

Enlace

s-p

Enlace

p-p

H Cl• •• •

• •

•• Cl•

• •

• ••• Cl•

• •

• •

••

Enlace simple

Enlace doble

Enlace triple

Orbitales sigma

Orbitales pi

Enlaces múltiples

N N•• •

•

Nitrógeno, N2

Estructuras de Lewis en compuestos covalentes

Son una representación gráfica para comprender donde están los electrones en un átomo o molécula, colocando los electrones de valencia como puntos alrededor de los símbolos de los elementos.

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

Reglas

Se considerará como átomo central de la molécula:. El que esté presente unitariamente . De haber más de un átomo unitario, será al que le falten más electrones.. De haber igualdad en el número de e-, será el menos electronegativo.

Ejemplos de Estructuras de Lewis

Adicionalmente...

Reglas para hallar el número de enlaces

1- Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la fórmula molecular propuesta. Para un anión poliatómico se le añade un e- más por cada carga negativa y para un catión se restan tantos electrones como cargas positivas. A este valor se le denomina a2- Se determina el número total de electrones necesarios para que todos los átomos de la especie puedan adquirir la configuración de gas noble, multiplicando el número de átomos diferentes del hidrógeno por 8 y el número de átomos de hidrógeno por 2. A esta cantidad se le denomina b.

Número de enlaces =

b - a

2

EjemplosEjemplo 2: SiO4

-4

Si: 4e- valO: 6e-x 4 = 24 e- val+ 4 cargas neg.

a =32

2)

1)

3)e- de val libres= 32- 8= 24

4)

Si

O

O

OO

4-

Si

O

O

OO

4-

b = 8x5= 40#enlaces= (40 -32)/ 2 = 4

2)

Ejemplo 1: H2CO

C: 4e-H: 1e- x 2= 2e-O: 6e-

a =121)

H

H

C O

3)e- de v. libres: 12-6= 6

H

H

C O4)

H

H

C O

b = 8x2 + 2x1 = 18#enlaces= (18 -12) / 2 = 3

Propiedades de los compuestos covalentes

Son gases, líquidos o sólidos con bajos puntos de fusión.Algunos sólidos covalentes presentan altos puntos de

fusión y ebullición. Muchos no se disuelven en líquidos polares como el agua.Mayormente se disuelven en líquidos no polares como el

hexano o la gasolina.En estado líquido o fundido, no conducen la corriente

eléctrica.Cuando forman soluciones acuosas, éstas son malas

conductoras de la electricidad.

Comparación de propiedadesCompuestos iónicos y covalentes

Resonancia

En ciertas ocasiones la estructura de Lewis no describe correctamente las propiedades de la molécula que representa.

Ejemplo: Experimentalmente el ozono tiene dos enlaces idénticos mientras que en la estructura de Lewis aparecen uno doble (+ corto) y uno sencillo (+ largo).

O

OO

Resonancia

Explicación: Suponer que los enlaces son promedios de dos posibles situaciones

O

OO

O

OO

- No son diferentes tipos de moléculas, solo hay una molécula: la real, que no es una ni la otra.- Las estructuras son equivalentes.- Sólo difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos.

A estas estructuras se les llama formas resonantes

Excepciones a la regla del octeto

• No todas las especies químicas cumplen la regla del octeto.

• Hay tres clases de excepciones a la regla del octetoa) Moléculas con # de e- impar.

N O Otros ejemplos: ClO2, NO2

b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octeto.

BF3 (3+7x3= 24 e- de valencia).BF

FF

Ejemplos: Compuestos de Be, B, Al.

Excepciones a la regla del octeto

c) Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octeto.

La clase más amplia de moléculas que violan la regla consiste en especies en las que el átomo central está rodeado por mas de 4 pares de e-, tienen octetos expandidos.

PCl5

# de e- de val 5+7x5= 40 e-

P

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

Otros ejemplos: ClF3, SF4, XeF2

Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para

el enlace (3d, 4d, 5d), donde se alojan los pares de e-

extras.

Hibridación• Por ejemplo, el carbono, con sus 4 e- de valencia y su notación de

Lewis, es decir solo 2 electrones desapareados, no explicaría la formación de 4 enlaces simples iguales en el metano, CH4.

• La hibridación es la suma de orbitales para dar un nuevo conjunto de orbitales, en igual número, y de igual energía

Para explicar esta posibilidad es necesario recurrir a una nueva teoría: la hibridación de orbitales.

C••

••

La formación del metano, CH4

Hibridación sp3

CH4

Hibridación

Híbridos sp3

El metano, CH4

Hibridación sp2

Hibridación

Híbridos sp2

Hibridación sp

Hibridación

Híbridos sp

Enlaces múltiples

El Etileno tiene un doble enlace en su estructura de Lewis.

C = CH

H

H

HMolécula plana

El eteno o etileno, C2H4

Enlaces múltiples

• El Acetileno, C2H2, tiene un triple enlace.

• La molécula es lineal, H – C C – H

El etino o acetileno, C2H2

Geometría molecular

Es importante saber predecir la geometría o forma molecular, puesto

que de ella derivaremos muchas propiedades.

a) Se dibuja la estructura de Lewis.

b) Se cuenta el número de pares de e- de enlace y los no enlazantes

alrededor del átomo central y de acuerdo a ello se atribuye un tipo de

hibridación

c)La geometría molecular final vendrá determinada en función de los

átomos o grupos atómicos unidos al átomo central.

Estructura de Lewis

Requiere sp3Geometría de los

pares de e- (tetraedral)

Geometría molecular (pirámide trigonal)

Geometría molecular

# de pares de e- del átomo central

Geometría de los pares de

e-

# de pares de e-

enlazantes

# de pares de e- no

enlazantes

Geometría molecular Ejemplos

lineal

Plana-trigonal

angular

Moléculas polares

Enlace Metálico La “Teoría del Mar de Electrones”: afirma que siendo los electrones de valencia de un metal muy débilmente atraídos por el núcleo, estos electrones se desprenderían del átomo, creando una estructura basada en cationes metálicos inmersos en una gran cantidad de electrones libres (un mar de electrones) que tienen la posibilidad de moverse libremente por toda la estructura del sólido.

Metal Punto de fusión (°C)

Na 97,8

Fe 1536

W 3407

Enlace metálico (Mg)

Propiedades que genera el enlace

metálico• Los metales son buenos conductores del calor y la electricidad.

• Sin dúctiles, maleables, tenaces• Son relativamente blandos (se

rayan fácilmente)• Poseen alta densidad• Poseen color y brillo característico• Algunas de las propiedades

señaladas se explican por la facilidad con la que se realizan desplazamiento de partes del cristal alo largo de los planos estructurales.

+ + + + +

+ + + + +

Fuerzas intermoleculares

Fuerzas de Van der WaalsFuerzas de London Fuerzas dipolo-dipoloEnlaces por puentes de hidrógeno

Son fuerzas más débiles que los enlaces covalentes que mantienen unidas a las moléculas en el estado condensado (líquido o sólido)

Fuerzas de dispersión de London Se originan por la atracción entre dipolos instantáneos e inducidos

formados entre las moléculas (polares o no polares) Dipolos instantáneos: El movimiento de los electrones en el orbital

origina la formación de dipolos no permanentes. Dipolos inducidos: Los electrones se mueven produciendo un dipolo

en la molécula debido a una fuerza exterior (otros dipolos).

Estas fuerzas están presentes en todo tipo de sustancia y su intensidad depende de la masa molar. Son las únicas fuerzas intermoleculares presentes en moléculas no polares

Fuerzas de dispersión de London

Moléculas no polares

En una de ellas se forma un dipolo

instantáneo

El dipolo instantáneo induce

a la formación de un dipolo en la

molécula vecina

Fuerzas de London

Grafito

Fuerzas dipolo-dipolo

Interacción entre el dipolo en una molécula y el dipolo en la

molécula adyacente. Las fuerzas dipolo-dipolo se presentan

entre moléculas polares neutras, y su intensidad

depende de la polaridad molecular.

Fuerzas dipolo-dipolo

Enlaces Puente de Hidrógeno (EPH)

Es un caso especial de las fuerzas dipolo-dipolo. Son fuerzas

intermoleculares muy fuertes.

El enlace de hidrógeno requiere que un H este unido

(enlazado) a un elemento altamente electronegativo. Estas

fuerzas de enlace de hidrógeno se hacen más importantes

entre compuestos con F, O y N, unido a H

EPH en el agua

Efecto de los EPH en la propiedades físicas

Efecto de los EPH en la propiedades físicas

Punto de ebullición

normal (K)

Masa molecular

Al aumentar el valor de las fuerzas debidas a los enlaces por puentes de hidrógeno, aumenta el punto de ebullición.

CONCLUSIONES Y/O ACTIVIDADES DE INVESTIGACIÓN SUGERIDAS

Investigar lo siguiente:

1. En que tipo de sustancias orgánicas se encuentran presentes que usen lo ingenieros electrónicos y cual es su aplicación .

2. Dentro de la gama de materiales compuestos que son muy usados actualmente el tipo de enlace determinará su comportamiento.

GRACIAS