UNIDAD 4. ENLACE COVALENTE

1Química 2º Bachillerato

Contenidos

2

1.- Enlace covalente.

1.1. Teoría de Lewis .

1.1.1. Covalencia.

1.1.2. Enlace covalente coordinado o dativo.

1.1.3. Excepciones a la regla del octeto.

1.1.4. Formas resonantes.

1.1.5. Carga formal.

1.2. Fuerza de los enlaces covalentes.

1.3. Fuerza y longitud de enlace.

1.4. Electronegatividad y polaridad de los enlaces.

1.5. Geometría molecular (Modelo RPECV).

3

1.6. Polaridad de las moléculas.

1.7. Teorías de enlace químico.

1.8. Teoría de enlace de valencia.

1.9. Orbitales híbridos.

1.9.1. Orbitales híbridos sp.

1.9.2. Orbitales híbridos sp2.

1.9.3. Orbitales híbridos sp3.

1.10. Teoría de Orbitales Moleculares.

1.11. Fuerzas Intermoleculares.

1.11.1. Fuerzas de Van der Waals.

1.11.2. Enlaces de hidrógeno.

1.12. Sustancias covalentes.

1. Enlace covalente

4

El ENLACE COVALENTE se establece cuando se combinan elementos con electronegatividades altas y parecidas (elementos no metálicos). El enlace se produce porque los átomos comparten electrones de su capa de valencia.

El enlace en la molécula de agua

Los átomos pueden compartir:•Un par de electrones: enlace sencillo.

(H2O)•Dos pares de electrones: doble enlace.

( )•Tres pares de electrones: triple enlace ( )

1.1. Teoría de Lewis

5

Gilbert Newton Lewis(1875 - 1946)

Entre 1916 y 1919, G. N. Lewis, Irving Langmuir y Walther Kossel propusieron que los elementos se combinan para dar compuestos tratando de alcanzar la configuración electrónica de los gases (regla del octeto).

Los electrones de valencia juegan un papel fundamental en el enlace químico.La transferencia de electrones conduce a los enlaces iónicos.Cuando se comparten uno o más pares de electrones se forma un enlace covalente.Los electrones se transfieren o se comparten de manera que los átomos adquieren una configuración de gas noble: el octeto.

e- de valencia

He 2

Ne 8

Ar 8

Kr 8

Xe 8

Rn 8

6

Símbolos de Símbolos de LewisLewisSímbolos de Símbolos de LewisLewis

Ideados por Lewis para aplicar su teoría.Un símbolo químico representa el núcleo y los electrones internos de un átomo.Los puntos situados alrededor del símbolo representan a los electrones de valencia o electrones más externos.

Una estructura de Lewisestructura de Lewis es la combinación de símbolos de Lewis que representan la transferencia (enlace iónico) o compartición (enlace covalente) de electrones en el enlace químico. Ejemplos:

ENLACE IÓNICO

ENLACE COVALENTE

Teoría de Lewis aplicada al enlace covalente.

7

Determinar el número total de electrones de valencia de la estructura.Identificar el átomo o átomos centrales. Suele ser el átomo de electronegatividad menor. El hidrógeno nunca es un átomo central.Escribir el esqueleto de la estructura y unir los átomos mediante enlaces covalentes simples.Por cada enlace simple, descontar dos electrones de valencia.Con los electrones de valencia restantes, completar los octetos de los átomos terminales.Colocar los electrones sobrantes en el átomo central.Si a algún átomo central le falla un octeto, formar enlaces covalentes múltiples transformando electrones de pares solitarios de los átomos terminales en electrones de pares enlazantes.

EJEMPLOS CH4

•El número de electrones de valencia es: C: 1s2 2s2 : 4 e-H: 1s1: 1 e- x 4 = 4 e-

•El átomo central es el C.

8 e-Pares de e- de enlace

8

SO2

•El número de electrones de valencia es: S: 1s2 2s22p63s23p6 : 6 e-O: 1s2 2s22p4: 6e- x 2 =12e-

•El átomo central es el S.

18 e-

e- valencia libres= 18-4

= 14

EJEMPLOS H2CO

•El número de electrones de valencia es: C: 1s2 2s22p2 : 4 e-O: 1s2 2s22p4 : 6 e-H: 1s1: 1e- x 2 =2e-


12 e-

e- valencia libres= 12-

6=6

Pares de e- de enlace

Pares de e- no enlazantes (solitarios)

9

HCN

•El número de electrones de valencia es: C: 1s2 2s22p2 : 4 e-N: 1s2 2s22p3 : 5 e-H: 1s1: 1e-


10 e-

SiO44-

•El número de electrones de valencia es: Si: 1s2 2s22p63s23p2 : 4 e-O: 1s2 2s22p4: 6e- x 4 =24e-+ 4 cargas negativas

•El átomo central es el Si.

32 e-

e- valencia libres= = 32-8

= 24

e- valencia libres= 10-

4=6

EJEMPLOS

10

COVALENCIA

COVALENCIA

La COVALENCIA es el número de electrones compartidos por cada elemento en un compuesto covalente.

Covalencia del flúor: F (Z=9) : 1s22s22p5

Covalencia: 1

Covalencia del cloro: Cl (Z=17) : 1s22s22p63s23p5

2s 2p

Covalencia: 1

3s 3p 3d

Covalencia: 3

Covalencia: 5Covalencia: 5

EJEMPLOS

11

Para explicar la existencia de ciertas especies químicas, debemos considerar otra posibilidad de covalencia, aquella en la cual los dos electrones que comparten son aportados por el mismo átomo. Este tipo de enlace se llama enlace covalente coordinado o dativo.Para que se forme un enlace covalente dativo es necesario que exista un átomo con un par de electrones sin compartir (especie dadora) y otro átomo que puede aceptar un par de electrones (especie aceptora).

Se representa con una flecha que va desde el par de electrones del donante hasta el aceptor.

Ión hidronio

Ión amonio

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EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETOEXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO

Hay tres clases de excepciones a la regla del octeto:

a) Moléculas con un número impar de electrones.

NO: 5 + 6 = 11 e- valencia

Otros ejemplos: ClO2, NO2

b) Octetos incompletos: moléculas en las cuales el átomo central tiene menos de un octete.

BF3: 3 + 7x3 = 24 e- valencia

Otros ejemplos: BeH2

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c) Octeto expandido: moléculas en las cuales el átomo central tiene más de un octete.

PCl5: 5 + 7x5 = 40 e- valencia

Otros ejemplos: ClF3, SF4, XeF2, SF6

XeF4: 8 + 7x4 = 36 e- valencia

Todos estos átomos tienen orbitales d disponibles para el enlace (3d, 4d, 5d, …) donde se alojan los pares de electrones “extras”.

14

FORMAS RESONANTES

FORMAS RESONANTES

En ciertas ocasiones la estructura de Lewis no describe correctamente las propiedades de la molécula que representa.Experimentalmente, el ozono, O3, tiene dos enlaces idénticos,

mientras que en la estructura de Lewis aparece uno doble (más corto) y uno sencillo (más largo).

1.48 Å1.21 Å

EJEMPL

O

15

Para resolver esta discrepancia se escriben las dos posibles estructuras de Lewis para representar a la molécula de ozono:

FORMAS RESONANTES

FORMAS RESONANTES

Ninguna de ellas proporciona una imagen exacta de lo que ocurre; se considera que su comportamiento es intermedio entre todas ellas: la especie en cuestión es un híbrido de resonancia de todas las formas alternativas.

Estructuras resonantes

Híbrido de

resonancia

El par de electrones de enlace no está asignado a ningún átomo en concreto, sino que son compartidos por toda la molécula (enlaces deslocalizados).

Las estructuras resonantes sólo difieren en la distribución de los electrones, no de los átomos.

16

FORMAS RESONANTES

FORMAS RESONANTES

Ejemplos comunes: O3, NO3-, SO4

2-, NO2 y benceno

17

CARGA FORMALCARGA FORMAL

La CARGA FORMAL de un átomo en una estructura de Lewis es la diferencia entre el número de electrones de valencia de un átomo y el número de electrones asignado en la estructura de Lewis (los electrones no compartidos y la mitad de los electrones compartidos)

A veces, aun existiendo varias estructuras posibles para una molécula, algunas tienen más peso que otras.Las cargas formales permiten estimar cuál o cuáles serán predominantes.

Ejemplo: Para la molécula de CO2, las estructuras posibles son:

Las estructuras que tienen mayor peso son aquellas que implicas menores cargas formales (más próximo a cero). En el caso anterior la estructura 1 da cargas formales nulas, por lo que esa será fuertemente dominante.

1.2. Fuerza de los enlaces covalentes

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La fuerza del enlace covalente entre dos átomos se determina por la energía que se requiere para romper esa unión.

La ENERGÍA DE DISOCIACIÓN o ENERGÍA DE ENLACE es la energía que se requiere para romper un enlace dado en un mol de sustancia gaseosa. Moléculas diatómicas:

La energía de disociación del enlace entre átomos de H en la molécula de H2 es la energía requerida para disociar un mol de H2 en átomos de H:

H-H (g) 2 H (g) ; ΔHD= E(H-H) = 436 kJ/mol Moléculas poliatómicas:Para enlaces que se presentan en moléculas poliatómicas debemos realizar el promedio de las energías de enlace.

(g) C (g) + 4H (g) ΔH = 1160 kJ; kJ/mol 415=4

1660 =H)-E(C=ΔHD

La E de enlace para un conjunto dado de átomos, por ejemplo C-H, depende del resto de la molécula. Sin embargo, la variación de una molécula a otra generalmente es muy pequeña (Epromedio(C-H) = 413kJ/mol).

19

La energía de enlace es una cantidad positiva (>0): se requiere energía para romper enlaces químicos.

Cuando se forma un enlace entre dos átomos se desprende energía (<0)

Cuanto mayor sea la energía de un enlace, más fuerte será la unión.

(*) Excepto en el CO2 donde es de 799 kJ/mol. (Química. K.W.Whitten, Raymond E.Davis)

1.3. Fuerza y longitud de enlace

20

Al igual que definimos E promedio de enlace, también podemos definir la longitud de enlace promedio:

A medida que aumenta el número de enlaces entre átomos de C, aumenta la energía de enlace y disminuye la longitud del mismo, es decir, los átomos de C están unidos más fuertemente y estrechamente.

En general, a medida que se incrementa el número de uniones entre dos átomos, los enlaces se hacen más cortos y más fuertes.

1.4. Electronegatividad y polaridad de los enlaces.

21

Linus Pauling definió cualitativamente la electronegatividad como “la capacidad de un átomo en una molécula para atraer los electrones hacia sí mismo.”

ESCALA DE PAULING

22

Podemos utilizar la diferencia de electronegatividad para medir la polaridad del enlace:

χ(Cl) =3,0Δχ = 0

χ(Cl)=3,0; χ(H)=2,1 Δχ = 0,9

χ(Cl)=3,0; χ(Na)=0,9 Δχ = 2,1

ENLACE ENLACE COVALENTECOVALENTE POLARPOLAR: uno de los átomos ejerce mayor : uno de los átomos ejerce mayor

atracción por los eatracción por los e-- de enlace que el otro: de enlace que el otro: distribución asimétrica.distribución asimétrica.

NO POLARNO POLAR: Los electrones se comparten por : Los electrones se comparten por igual: distribución simétrica de electrones.igual: distribución simétrica de electrones.

Si la diferencia en la capacidad relativa para atraer los electrones de enlace (Δχ) es muy grande: ENLACE IÓNICO.

El concepto de polaridad de enlace es útil para describir en qué grado se comparten los electrones de enlace:

23

¿Cómo se mide la polaridad de un enlace?

MOMENTO DIPOLAR:

μ DirecciónDirección: línea que une los dos

núcleos.SentidoSentido: hacia el átomo más electronegativo.MóduloMódulo: μ=q·d0 (q: δq, d0:longitud de enlace).

Unidad S.I.:

Debye (D)

1D = 3,33·10-

30C·m

Aumenta la polaridad del

enlace

μ

H F

1.5. Geometría molecular (RPECV)

24

El tamaño y la forma de las moléculas, junto con la energía y la polaridad de sus enlaces, determinan gran parte de sus propiedades físicas y químicas.ESTRUCTURAS DE LEWIS:ESTRUCTURAS DE LEWIS:

Representaciones bidimensionales: muestran el número y tipo de enlaces.No indican la forma de la

molécula.GEOMETRÍA MOLECULAR = FORMA MOLECULAR

La FORMA DE LA MOLÉCULA queda determinada por los ÁNGULOS DE ENLACE: ángulos formados por las líneas que unen los núcleos de los átomos que lo forman.

Los ángulos de enlace y la longitud de enlace definen el tamaño y la forma de la molécula.

TETRAEDRO

25

CCl4: fórmula general AB4

¡¡¡NO TODAS LAS MOLÉCULAS AB4

TIENEN FORMA TETRAÉDRICA!!!

Para predecir la geometría de una molécula ABn utilizaremos el MODELO DE REPULSIÓN DE LOS PARES DE ELECTRONES MODELO DE REPULSIÓN DE LOS PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA (RPECV). DE LA CAPA DE VALENCIA (RPECV).

Este modelo supone que el mejor acomodo de un número dado de pares de electrones en torno a un átomo es el que minimiza las repulsiones entre ellos.

Cl

ClCl

26

Número de pares electrónicos

Arreglo de los pares electrónicos

Geometría de los pares electrónicos

Ángulos de enlace que se predicen

2 Lineal 180⁰

3 Trigonal plana 120⁰

4 Tetraédrica 109,5⁰

5Trigonal

bipiramidal

120⁰90⁰

6Octaédrica

90⁰GEO

METR

ÍAS D

E L

OS P

AR

ES D

E

ELEC

TR

ON

ES C

OM

O F

UN

CIÓ

N D

EL

NÚ

MER

O D

E P

AR

ES

ELEC

TR

ÓN

ICO

S.

27

REGLAS PARA PREDECIR LA GEOMETRÍA

Se escribe la estructura de Lewis de la molécula o ión.

Determinar el número total de pares electrónicos (enlazantes y no enlazantes) que rodean al átomo central

(tratar dobles y triples enlaces como si fueran simples).

Determinar la geometría de los pares electrónicos.

Determinar la geometría molecular basándote en las posiciones de los átomos enlazados.

28

Nº pares electróni

cos


Pares enlazant

es

Pares no enlazant

es

Geometría molecular

Ejemplo

2 2 0

3 3 0

2 1

GEOMETRÍA DE LOS PARES ELECTRÓNICOS Y FORMAS MOLECULARES PARA MOLÉCULAS CON DOS, TRES Y CUATRO PARES DE ELECTRONES ALREDEDOR DE UN

ÁTOMO CENTRAL.

29

GEOMETRÍA DE LOS PARES ELECTRÓNICOS Y FORMAS MOLECULARES PARA MOLÉCULAS CON DOS, TRES Y CUATRO PARES DE ELECTRONES ALREDEDOR DE UN

ÁTOMO CENTRAL.

Nº pares electróni

cos


Pares enlazant

es

Pares no enlazant

es

Geometría molecular

Ejemplo

4 4 0

3 1

2 2

30

HCN1.

2. Dos pares electrones (enlazantes)

3. Geometría pares electrones:

4. Geometría molecular:Lineal

LINEALH NC

H2CO

1.

2. Tres pares electrones (enlazantes)


4. Geometría molecular:

TRIGONAL PLANA

C

H

H

O

Trigonal plana

EJEMPLOS

31

O3

1.

2. Tres pares electrones (dos enlazantes y uno no enlazante)


Trigonal plana

ANGULAR


SnCl-3

2. Cuatro pares electrones (tres enlazantes y uno no enlazante)


1.


Tetraédrica

PIRAMIDAL TRIGONAL

EJEMPLOS

32

EFECTO DE LOS ELECTRONES NO ENLAZANTES SOBRE LOS ÁNGULOS DE ENLACE

Podemos refinar el modelo de RPECV para predecir ligeras distorsiones que presentan las moléculas respecto a las geometrías ideales.Por ejemplo, el CH4, NH3 y H2O:Las tres moléculas tienen geometría de los pares de electrones tetraédrica, pero difieren en sus ángulos de enlace:

Un par de electrones no enlazante ejerce fuerzas repulsivas mayores sobre los pares de electrones adyacentes y tienden a comprimir los ángulos entre los pares de electrones.

Tetraédrica

AngularTrigonal piramidal

1.6. Polaridad de las moléculas

33

La distribución de carga en una molécula está determinada por su forma y su polaridad.

Molécula polarMolécula polar: distribución asimétrica de carga.

Molécula apolarMolécula apolar: distribución simétrica de carga.

Molécula diatómica polar

MOLÉCULAS DIATÓMICAS (1 solo enlace)

POLARESPOLARES: H-F (ENLACE POLAR MOLÉCULA POLAR)

MOLÉCULA NO POLARMOLÉCULA NO POLAR: F-F (ENLACE NO POLAR MOLÉCULA NO POLAR)

0≠μ

0=μ

34

MOLÉCULAS POLIATÓMICAS (más de un enlace)

La polaridad de las moléculas que contienen más de dos átomos depende tanto de las polaridades de los enlaces como de su forma.Para cada enlace podemos considerar un dipolo de enlace (el μ debido a ese enlace).

¿Cuál es el momento dipolar de la molécula? El resultado de la suma vectorial de los μ de todos los enlaces.

CO2

Momento dipolar de

enlace

Cada enlace C-O es polar.Al sumar vectorialmente los momentos dipolares de los dos enlaces:

0μ -OC ≠

0=μ TOTAL

H2

O

Momento dipolar de

enlace

Cada enlace H-O es polar.Al sumar vectorialmente los momentos dipolares de los dos enlaces: 0μ TOTAL ≠

MOLÉCULA POLAR

MOLÉCULA NO POLAR

(μ=1,85D)

35

MOLÉCULAS POLIATÓMICAS (más de un enlace)

BF3 0=μ TOTAL

MOLÉCULA NO POLAR

NH3

0μ TOTAL ≠

MOLÉCULA POLAR

CCl4

0=μ TOTAL

MOLÉCULA NO POLAR

CH3

Cl0≠μ TOTAL

MOLÉCULA POLAR

1.7. Teorías de enlace químico

36

Modelo RPECV: VentajaVentaja: Proporciona medio sencillo para predecir la forma de

las moléculas. InconvenienteInconveniente: No explica los enlaces entre átomos.

Desarrollo teoría enlace Desarrollo teoría enlace covalente covalente

TEORÍA DE ENLACE DE TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIAVALENCIA

TEORÍA DE ORBITALES TEORÍA DE ORBITALES MOLECULARESMOLECULARES

Mecánica cuántica

Métodos aproximados

Idea de deslocalización de e-

La ecuación de Schrödinger sólo es exacta para sistemas con un e-

1s1s

37

TEORÍA LEWISEnlace covalente: los átomos

comparten e- (situados entre los núcleos)

Concepto OBITAL ATÓMICO (OA)

TEORÍA DE ENLACE DE VALENCIAPropuesta en 1927 por W. Heitler

y F. London El enlace covalente se forma por el solapamiento de un OA de valencia de un átomo con el de otro átomo.

El solapamiento de orbitales permite que los dos electrones de un enlace compartan un espacio común entre los dos núcleos.

Región de solapamien

to

Siempre hay una distancia óptima entre los dos núcleos enlazados.

d(H-H)=0,74ÅE(H-H) = 436kJ/mol

1.8.Teoria de enlace de valencia

38

TIPOS DE ENLACESTIPOS DE ENLACES

ENLACE σ (sigma): SOLAPAMIENTO FRONTAL DE LOS OOAA. La densidad electrónica se concentra en el eje internuclear.

Solapamiento OA s + OA s:

Solapamiento OA p + OA p:

ENLACE σENLACE π

Solapamiento OA s + OA p: (cuando apuntan uno hacia el otro)

EJEMPLOS

Un enlace simple: un enlace σ

39

TIPOS DE ENLACESTIPOS DE ENLACES

ENLACE π (pi): SOLAPAMIENTO LATERAL DE LOS OOAA. La densidad electrónica se concentra por encima y por debajo del eje internuclear (no hay posibilidad de encontrar los e- de un enlace π sobre ese eje).

Superposición OA p + OA p (orientados perpendicularmente al eje internuclear):

np

np

Un enlace doble: un enlace σ y un enlace π (O=O) Un enlace triple: un enlace σ y dos

enlaces π (NΞN)

Consta de más de un lóbulo.

Participan orbitales p y d.

40

Molécula de O2 (O=O)

O (Z=8) : 1s22s22p4

2s 2p

Molécula de N2 (NΞN)

N (Z=7) : 1s22s22p3

2s 2p

Cuanto mayor es el solapamiento, más fuerte es el enlace. Un enlace σ (solapamiento frontal) es más fuerte que un enlace π (solapamiento lateral.

1.9. Orbitales híbridos

41

Al aplicar la TEV a las moléculas poliatómicas tenemos que explicar tanto la formación de enlaces como las geometrías de las moléculas. A veces, la TEV falla.En 1931, Linus Pauling propone la Teoría de hibridación de OOAA, para explicar la formación de enlaces covalentes en moléculas poliatómicas, de acuerdo con la TEV.

Se forman por combinación de OOAA del átomo central.El nº de orbitales que se forma es siempre igual al nº de OOAA que se combinan.

Grupo de orbitales equivalentes (igual tamaño, forma y energía). Difieren sólo en su orientación en el espacio.Solapan eficientemente con los OOAA de los átomos que lo rodean para formar enlaces (forman sólo enlaces σ)

ORBITALES HÍBRIDOSORBITALES HÍBRIDOS

n Orbitales atómicos n Orbitales híbridos

Los orbitales híbridos son orbitales atómicos!!

42

HIBRIDACIÓN spHIBRIDACIÓN sp Fluoruro de berilio (BeF2)

Diagrama orbital del Be (Z=4): 1s22s2 (estado fundamental) 2s 2pPromoción de 1 electrón 2s a un orbital 2p (excitación)

2s 2pCombinación de orbital 2s más orbital 2p (hibridación)

sp 2p

1s

1s

1sFORMA Y ORIENTACIÓN DE LOS

ORBITALES HÍBRIDOS sp

1 orbital s

1 orbital p

hibridación

2 orbitales híbridos sp

Orbitales híbridos sp

juntos (sólo se ven los lóbulos

grandes)

180°

43

Aplicación de la teoría de EV para explicar la formación de enlaces Be-F en el BeF2

Lóbulo grande del orbital híbrido sp

Región de translape

orbital 2p de F

orbital 2p de F

El desprendimiento de energía debido a la formación de enlaces compensa la energía gastada en la excitación.

Puesto que los orbitales sp son equilivalentes pero apuntan en direcciones opuestas, el BeF2 tiene dos enlaces idénticos y una geometría lineal.

σ σ

44

HIBRIDACIÓN sp2

HIBRIDACIÓN sp2

Trifluoruro de boro (BF3)

Diagrama orbital del B (Z=5): 1s22s22p1 (estado fundamental)

2s 2p

Promoción de 1 electrón 2s a un orbital 2p (excitación) 2s 2pCombinación de orbital 2s más 2 orbitales 2p (hibridación)

sp2 2p

1s

1s

1sFORMA Y ORIENTACIÓN DE LOS

ORBITALES HÍBRIDOS sp2

hibridación

Orbitales híbridos sp2

juntos (sólo se ven los lóbulos

grandes)

1 orbital s

2 orbital p

3 orbitales híbridos sp2

45

Aplicación de la teoría de EV para explicar la formación de enlaces B-F en el BeF3

Región de translape

orbital 2p de F

orbital 2p de F

Los orbitales híbridos sp2 del boro solapan con los orbitales 2p del flúor. Puesto que todos los orbitales sp2 son equilivalentes, el BF3 tiene tres enlaces idénticos y una geometría trigonal plana. Todos los ángulos FBF son de 120°

Lóbulo grande del orbital híbrido sp2

orbital 2p de F

σ

σ

σ

46

HIBRIDACIÓN sp3HIBRIDACIÓN sp3

FORMA Y ORIENTACIÓN DE LOS ORBITALES HÍBRIDOS sp3

Orbitales híbridos sp3 juntos (lóbulos

grandes)

47

HIBRIDACIÓN sp3HIBRIDACIÓN sp3 Metano (CH4)

Diagrama orbital del C (Z=6): 1s22s22p2 (estado fundamental)

2s 2p

Promoción de 1 electrón 2s a un orbital 2p (excitación) 2s 2pCombinación de orbital 2s más 3orbitales 2p (hibridación)

sp3

1s

1s

1s

Aplicación de la teoría de EV para explicar la formación de enlaces C-H en el CH4

σ

σ

σ

σ

48

Conjunto de OOAA

Conjunto de orbitales híbridos

Geometría de orbitales híbridos Ejemplos

s, p Dos sp Lineal BeCl2, HgCl2

s, p, p Tres sp2 Trigonal plana BF3, SO3

s, p, p, p Cuatro sp3 TetraédricaCH4, NH3, H2O,

NH4+

s, p, p, p, d Cinco sp3d Bipiramidal trigonal PF5, SF4, BrF3

s, p, p, p, d, d Seis sp3d2 Octaédrica SF6, ClF5, XeF4

49

REGLAS PARA PREDECIR LOS ORBITALES HÍBRIDOS EMPLEADOS POR UN ÁTOMO AL ENLAZARSE

Dibujar la estructura de Lewis de la molécula o ión.

Determinar la geometría de dominios de electrones empleando el modelo RPECV

Especificar los orbitales híbridos necesarios para dar cabida a los pares de electrones (que corresponden a esa

geometría)

Estructura Lewis

Geometría pares e-

(tetraédrica)

Orbitales híbridos sp3

50

2s 2p 2s 2p sp3

C (Z=6):

promoción

hibridación

Cada átomo de carbono necesita 4 orbitales híbridos: hibridación sp3

ETANO C2H6

4 orbitales sp3 4 orbitales sp36 orbitales 1s

σ

π

51

2s 2p 2s 2p sp2 2pC (Z=6):

promoción

hibridación

Dos lóbulos de un enlace π


ETENO C2H4

ENLACES MÚLTIPLES

52

2s 2p 2s 2p sp 2pC (Z=6):

promoción

hibridación

Cada átomo de carbono necesita 2 orbitales híbridos: hibridación sp

ETINO: C2H2

σ

σ

ENLACES MÚLTIPLES

53

2s 2p sp2 2pC (Z=6):

promoción

hibridación

BENCENO C6H6

Cada átomo de carbono tiene un orbital 2p no hibridado perpendicular al plano molecular.

Los 6 orbitales 2p se translapan formando un orbital π deslocalizado.

Todos los enlaces σ C-C y C-H están en el plano de la molécula. d(C-C) = 1,40Å ,

Ángulos: 120°

2s 2p


1.10. Teoría de Orbitales Moleculares

54

Orbitales atómicos: función de onda al cuadrado que describe la probabilidad de encontrar al electrón en un probabilidad de encontrar al electrón en un átomoátomo dado. dado.

Orbital molecular: función de onda al cuadrado que describe la probabilidad de encontrar al electrón en una probabilidad de encontrar al electrón en una moléculamolécula..

Orbitales atómicos 1s de 2 átomos de H separados

OM Antienlazante

OM Enlazante

Orbitales moleculares de la molécula de H2

Plano nodal

INTERACCIÓN DE DOS ÁTOMOS DE H SEGÚN LA TEORÍA OOMM

Energ

ía

55

IDEAS BÁSICA SOBRE ORBITALES MOLECULARES (OOMM)

Los orbitales atómicos se combinan linealmente (CLOA) para formar orbitales moleculares. El número de OM que se forman es igual al número de OA que se combinan.Cuando dos OA se combinan se obtienen dos OM, uno de los cuales es un OM enlazante con una energía menor que la de los orbitales atómicos. El otro es un OM antienlazante con una energía mayor.En la configuración del estado fundamental, los electrones se colocan en los OM disponibles de energía más baja.El número máximo de electrones en un OM es dos (Principio de exclusión de Pauli).En la configuración del estado fundamental, los electrones se colocan en los OM de idéntica energía según la regla de Hund.

Energ

ía

Átomo H Átomo H

Molécula de H2

56

Si una especie molecular es estable, tiene más electrones en orbitales enlazantes que en los antienlazantes.

Energ

ía

Átomo H Átomo H

Molécula de H2

Energ

ía

Átomo He Átomo He

Molécula de He2

Enlace simple H-H

No se forma enlace. La molécula de He2 no es una especie estable.

57

Energ

ía

Átomo O

Molécula de O2

Átomo O

Doble enlace O=O

Molécula de O2

58

ENLACES QUÍMICOS: Enlaces Intramoleculares. Determinan las propiedades químicas de las sustancias.

FUERZAS INTERMOLECULARES: Más débiles que un enlace químico. Son de naturaleza electrostática.Determinan las propiedades físicas de las sustancias.

Las propiedades físicas de una sustancia varían con su estado de agregación.El estado de agregación de una sustancia depende del balance entre la energía cinética de las partículas (tiende a mantenerlas separadas) y de la energía de atracción entre ellas (fuerzas intermoleculares)

Enlace covalente (fuerte)

Atracción intermolecular

(débil)

Gas SólidoLíquido

1.11. Fuerzas intermoleculares

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Mantienen unidas las moléculas de las sustancias covalentes y permiten que éstas aparezcan en estado sólido o líquido. Son mucho más débiles que los enlaces entre átomos.

FUERZAS DE VAN DER WAALSFUERZAS DE VAN DER WAALS

ENLACES DE HIDRÓGENOENLACES DE HIDRÓGENO

Dipolo-dipoloDipolo-dipolo inducidoDipolo instantáneo-dipolo inducido o FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON

Cuanto más intensas sean las fuerzas intermoleculares que operan en una sustancia, más cantidad de energía se necesita para vencerlas y mayor será su punto de ebullición (menos volátil) y mayor su punto de fusión.

60

FUERZAS DE VAN DER WAALS DIPOLO-DIPOLOFUERZAS DE VAN DER WAALS DIPOLO-DIPOLO

atracciónatracciónrepulsiónrepulsión

La fuerza de atracción depende de la magnitud de

El resultado neto de la interacción es de ATRACCIÓN

Entre MOLÉCULAS POLARES

Depende de la orientación relativa de las moléculas

Los líquidos polares son miscibles entre sí

61

FUERZAS DE VAN DER WAALS DIPOLO-DIPOLOFUERZAS DE VAN DER WAALS DIPOLO-DIPOLO

PESOS MOLECULARES, MOMENTOS DIPOLARES Y PUNTOS DE EBULLICIÓN DE ALGUNAS SUSTANCIAS ORGÁNICAS

SustanciaPeso molecular

Momento dipolar, μ (D)

Punto de ebullición (K)

Propano, CH3CH2CH3 44 0,1 231

Dimetiléter, CH3OCH3 46 1,3 248

Cloruro de metilo, CH3Cl 50 1,9 249

Acetaldehído, CH3CHO 44 2,7 294

Acetonitrilo, CH3CN 41 3,9 355Para moléculas de masa y tamaño semejante, las energías de atracciones intermoleculares aumentan cuando la polaridad aumenta.Los puntos de ebullición aumentan cuando el momento dipolar aumenta.

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FUERZAS DE VAN DER WAALS DIPOLO-DIPOLO INDUCIDOFUERZAS DE VAN DER WAALS DIPOLO-DIPOLO INDUCIDO

Los dipolos pueden inducir dipolos en moléculas no polares.

- +

- + - +

Molécula polar (dipolo

permanente)

Molécula no polar

Dipolo permanent

e

Dipolo inducido

Mucho más débiles que las dipolo-dipolo

Los líquidos no polares son poco miscibles con líquidos polares.

63

FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON (DIPOLO INSTANTÁNEO-DIPOLO INDUCIDO)

FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON (DIPOLO INSTANTÁNEO-DIPOLO INDUCIDO)Los gases formados por moléculas no polares pueden

licuarse y, esto indica que si la energía cinética se reduce, existe algún tipo de interacciones atractivas que predominan.Puede ocurrir que la distribución de los electrones alrededor del núcleo de cada átomo en un instante dado, no sea completamente simétrica.Moléculas no

polaresDipolo instantáneo

Dipolo instantáneo

Dipolo inducido

Molécula no polar

ATRACCIÓN

La fuerzas de dispersión operan en TODAS las moléculas.

atracciatracciónón

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FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON (DIPOLO INSTANTÁNEO-DIPOLO INDUCIDO)

FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON (DIPOLO INSTANTÁNEO-DIPOLO INDUCIDO)Las fuerzas de dispersión tienden a aumentar cuando

el peso molecular aumenta.

PUNTOS DE EBULLICIÓN DE LOS HALÓGENOS Y DE LOS GASES NOBLES

Halógenos

Punto de ebullición, (K)

Gas noblePunto de ebullición, (K)

F2 44 He 4,6

Cl2 46 Ne 27,3

Br2 50 Ar 87,5

I2 44 Kr 120,9

Xe 166,1El punto de ebullición de las sustancias aumenta con el incremento en el peso molecular.

65

Es difícil hacer generalizaciones acerca de las intensidades relativas de las fuerzas de atracción intermoleculares a menos que se comparen moléculas ya sea de tamaño y forma similares o de polaridad y forma similares.

Si las moléculas tienen tamaño y forma similares, las fuerzas de dispersión serán aproximadamente iguales, y por consiguiente, las fuerzas de atracción se incrementan al aumentar la polaridad.

Si las moléculas son de polaridad y forma similares, las fuerzas de atracción tienden a incrementarse con el aumento en el peso molecular porque las fuerzas de dispersión son mayores.

66


Tipo especial de fuerzas dipolo-dipolo.

Se establecen entre un átomo de H que forma un enlace polar y un par de electrones libres de un átomo pequeño y muy electronegativo cercano (F, O, N).

Son altamente direccionales.

Son más débiles que un enlace químico.

Es la fuerza intermolecular más fuerte.

F — H F — H+ +- -

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Enlace hidrógeno

ENLACES DE HIDRÓGENO EN EL AGUA


ENLACES DE HIDRÓGENO EN NH3

68

P.

Ebulli

ción (

ºC)

Período

¿Por qué el H2O, NH3 y HF tienen puntos de ebullición anormalmente altos?

FUERZAS INTERMOLECULARES

La densidad del hielo es menor que la del agua.

ALGUNAS CONSECUENCIAS:Permite que el hielo flote sobre el agua. Cuando el hielo se forma en clima frío, cubre la superficie y aisla al agua que queda debajo. Si el hielo fuera más denso, al congelarse la superficie, el hielo caería hasta el fondo y todo el lago quedaría en estado sólido. La mayor parte de la vida acuática no sobreviviría en estas circunstancias. La expansión del agua al congelarse es la causa de que las tuberías revienten en un clima frío.

1.12. Sustancias covalentes.

70

71

SÓLIDOS COVALENTES MÁS COMUNES

DIAMANTEFormado por átomos de carbono con hibridación sp3. Cada átomo de carbono está unido a otros 4 átomos mediante enlaces covalentes.Estructura cristalina muy simétrica: posibilidades de tallado y transparencia.Incoloro: no tiene e- libres que absorban radiación.Material con mayor dureza: hay que romper enlaces C-C. Su punto de fusión es elevado.Formado por átomos de carbono con hibridación sp2. Los C se unen formado anillos planos de 6 C. Con los ee-- de los de los orbitales p perpendiculares al plano se orbitales p perpendiculares al plano se forma nube forma nube ππ que permite la que permite la conductividad eléctricaconductividad eléctrica. Las uniones entre átomos de C del mismo plano son muy fuertes; sin embargo, entre un plano y otro, los enlaces son débiles y el grafito se rompe con facilidad.

GRAFITO 1,42 Å

3,3

5

Å

Color negro: los e- libres captan fotones de cualquier radiación visible.

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SÓLIDOS COVALENTES MÁS COMUNES

SÍLICE, SiO2Formada por átomos de silicio con una estructura tetraédrica en cada uno de cuyos extremos hay un átomo de oxígeno. Los tetraedros están unidos por sus vértices de forma que entre cada dos átomos de silicio hay uno de oxígeno. La arena de playa y el cuarzo son de sílice.

73

SÓLIDOS COVALENTES:SÓLIDOS COVALENTES:

Los enlaces se dan a lo largo de todo el cristal.

Gran dureza y puntos de fusión altos.

Son sólidos. Insolubles en todo tipo de

disolvente.Malos conductores.El grafito que forma

estructura por capas le hace más blando y conductor.

SUSTANCIAS SUSTANCIAS MOLECULARESMOLECULARES:

Están formados por moléculas aisladas.

A T ambiente: sólidos, líquidos o gases, según el tipo de fuerzas intermoleculares.

P.F. y P. E. bajos.Son blandos: al rayarlas

sólo se alteran las interacciones intermoleculares.

Malos conductores.Las sustancias polares son

solubles en disolventes polares y las sustancias apolares lo son en disolventes apolares.

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES

UNIDAD 4. ENLACE COVALENTE

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