Teorías que explican la formación del enlace covalente
• Teoría de repulsión de pares electrónicos del nivel de valencia (TRPECV)
• Teoría del enlace de valencia (TEV)
• Teoría de los orbitales moleculares (TOM)
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 con=enen un átomo en común.
Modelo 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. En el modelo de RPECV, [Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory (VSEPR)] los pares de e‐ alrededor
de un átomo se repelen entre sí, por ello, los orbitales que conIenen estos pares de e‐, se orientan de forma que queden lo más alejados
que puedan unos de otros.
a) Se dibuja la estructura de Lewis. b) 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)
c) 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
Nº de pares de e-
Geometría Angulo de enlace
2 (AX2) Linear 180o
3 (AX3) Trigonal Planar
120o
4 (AX4) Tetrahedral 109.5o
5 (AX5) Trigonal Bipyramidal
90o / 120o
6 (AX6) Octahedral 90o
Geometría ideal
Nº pares de e‐
Geometría de los pares
de e‐
Nº pares de e‐
de enlace
Nº pares de e‐
de no enlace
Geometría molecular
Ejemplo
Nº pares de e‐
Geometría de los pares
de e‐
Nº pares de e‐
de enlace
Nº pares de e‐
de no enlace
Geometría molecular
Ejemplo
Trigonal piramidal Tetrahédrica
Bent o V
Nº pares de e‐
Geometría de los pares
de e‐
Nº pares de e‐
de enlace
Nº pares de e‐
de no enlace
Geometría molecular Ejemplo
Nº pares de e‐
Geometría de los pares
de e‐
Nº pares de e‐
de enlace
Nº pares de e‐
de no enlace
Geometría molecular
Ejemplo
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 Enlaces covalentes no polares
H‐H
F‐F
El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado con la diferencia de electronega=vidad de
los átomos unidos.
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 molécula es lineal
Los dipolos H‐O no se anulan porque la molecula no es lineal, sino bent.
H2O
Si hay pares de no enlace la molécula es polar.
Si los pares de e‐ son de enlace, la molécula es no polar. Cuando los pares están distribuidos simétricamente alrededor del átomo central.
Teoría del enlace de valencia
• Supone que los electrones de una molécula ocupan orbitales atómicos de los átomos individuales.
• La acumulación de densidad electrónica entre dos núcleos ocurre cuando un orbital atómico de valencia se fusiona con uno de otro átomo.
• Los orbitales ocupan una misma región del espacio, se solapan o traslapan.
Región de solapamiento
Región de solapamiento
Solapamiento de orbitales para formar enlaces covalentes
Teoría del enlace de valencia
• Para explicar las geometrías suponemos que los orbitales atómicos de un átomo se mezclan para formar nuevos orbitales llamados orbitales híbridos.
• El proceso de mezclar y con ello alterar los orbitales atómicos cuando los átomos se acercan para formar enlaces se denomina hibridación.
• El número total de orbitales atómicos de un átomo no cambia, el número de orbitales híbridos de un átomo es igual al número de orbitales atómicos que se combinaron.
Tipos comunes de hibridación
• • F Be F
• •
• •
• •
• •
• •
Be: 1s2 2s2
1s 2s 2p
1s 2s 2p
Estado basal:
Promoción:
• • F Be F
• •
• •
• •
• •
• •
Be: 1s2 2s2
1s 2s 2p
Estado basal:
1s 2s 2p
Promoción:
1s sp sp 2p
Hibridización:
2p 2 sp 2p
Be F F : :
Región de solapamiento
B: 1s2 2s2 2p1
1s 2s 2p
Estado basal:
1s 2s 2p
Promoción:
1s sp2 2p
Hibridización:
C: 1s2 2s2 2p2
1s 2s 2p
Estado basal:
1s 2s 2p
Promoción:
1s sp3 Hibridización:
H C H
H
H
Átomo de N aislado Átomo de N hibridizado
Átomo de O aislado Átomo de O hibridizado
Par solitario
Electrones enlazantes
Pares solitarios
Electrones enlazantes
Metano
Enlaces múltiples
En el enlace σ la nube de carga se extiende sobre y entre la zona entre los 2 núcleos a lo largo del eje del enlace (s-s o s-p).
Enlace σ
Orbitales atómicos
2py 2py
Enlace π
En el enlace π la nube de carga se extiende por encima y por debajo del plano de la molécula. Perpendicular al eje del enlace.
H H N N : : C C H
H
H
H
Un enlace σ
Un enlace σ más un enlace π
Un enlace σ más dos enlaces π
Eteno (C2H4) Uniones σ (sp2-sp2 s-sp2) y uniones π (pz-pz)
Teoría de orbitales moleculares (TOM)
La combinación de orbitales atómicos de átomos diferentes forma orbitales moleculares. Los electrones en estos orbitales pertenecen a la molécula como conjunto.
Nodo
1s 1s
σ 1s
σ *1s
+
La molécula de H2 posee un orbital molecular σ1s enlazante y un orbital σ*1s antienlazante
de mayor energía.
Orbital atómico
Orbital atómico
Átomo Átomo Molécula
Energía
Antienlazante
Enlazante
Teoría de orbitales moleculares (TOM)
• Los electrones se colocan en un diagrama de orbitales moleculares comenzando por el orbital de energía más baja (método Aufbau)
• Se colocan dos electrones en un orbital con espín opuesto (Principio de exclusión de Pauli)
• Si hay más de un orbital disponible en un mismo subnivel, se coloca un electrón en cada orbital antes de distrbuir dos en el mismo (Regla de Hund)
Átomo de H
Molécula de H2
Ene
rgía
σ*1s
σ1s
Átomo de H
1s 1s
Orden de enlace
Es el número de enlaces entre dos átomos en una molécula.
OE = ½ (Nº de e-enlanzantes - Nº de e-antienlanzantes )
• Cuanto mayor es el orden de enlace de una molécula, mayor será su estabilidad.
• A mayor estabilidad, menor reactividad química.
Átomo de H
Molécula de H2
Ene
rgía
σ*1s
σ1s
Átomo de H
1s 1s
Orbitales moleculares σ2p y π2p
2pz 2pz
2py 2py π2py
2px 2px
π*2py
π*2pz π2pz
σ*2px σ2px
σ*2p
Ener
gía
π*2p
σ2p
π2p
2p 2p
σ*2s
σ2s 2s 2s
Átomo de N Átomo de N Molécula de N2
Ener
gía
σ*2p
π*2p
σ2p
π2p
2p 2p
σ*2s
σ2s 2s 2s
Átomo de O Átomo de O Molécula de O2
Propiedades magnéticas
• Una molécula con electrones desapareados es paramagnética, es atraída por un campo magnético.
• Una molécula con electrones apareados es diamagnética, no interactúa con un campo magnético.
Ener
gía
σ*2p
π*2p
σ2p
π2p 2p
2p
σ*2s
σ2s
2s
2s
Átomo de N Átomo de O Molécula de NO
Fuerzas Intermoleculares • Aparecen debido a la interacción entre una molécula/
especie/ión con sus vecinos. – Se diferencian de las Fuerzas Intramoleculares, las
cuales describen el enlace químico entre átomos • Permiten explicar el comportamiento macroscópico de
la materia – Existen tanto fuerzas de atracción como de
repulsión • Es importante determinar la polarizabilidad
– La facilidad con la cual se puede distorsionar la distribución electrónica de un átomo o molécula neutro para generar un dipolo
Fuerzas Intermoleculares (electrostáticas)
• Fuerzas de interacción con iones – Ión – dipolo inducido – Ión – dipolo – Ión – ión
• Fuerzas de Van der Waals – Dispersión de London – Dipolo - dipolo inducido – Dipolo – dipolo
• Fuerzas Puente de Hidrógeno
Fuerzas de Interacción con Iones
• Cuando una carga puntual (ión) interacciona con moléculas neutras, induce un dipolo permanente en la nube electrónica de la molécula – Esta interacción es mayor mientras mas grande
sea la carga neta del anión/catión en cuestión – Este tipo de fuerzas es el que permite explicar la
disolución de compuestos iónicos en solventes polares como el agua
Fuerzas de Van der Waals • Las nubes electrónicas de las moléculas pueden
polarizarse generando pequeños dipolos – Los dipolos instantáneos dan origen a las fuerzas
de dispersión de London – Los dipolos se ordenan de forma tal de maximizar
la atracción electrostática • Estas interacciones son las más débiles de todas las
fuerzas intermoleculares
Fuerzas Puente de Hidrógeno • Son un tipo de interacción dipolo – dipolo de muy alta
intensidad – Solamente aparecen entre moléculas en las
cuales hay un átomo de H enlazado covalentemente con un átomo muy electronegativo (F, O y N )
• P. Atkins y L. Jones. Principios de Química . 3ra edición. Ed Panamericana. 2006.
• R. Chang. Química. 6ta edición. Ed. MacGraw Hill. 2001.
• R. Petrucci, W. Harwood y G. Herring. Química General. 8va edición. Ed. Prentice Hall. 2003.
• K. Whitten, R. Davis, L. Peck y G. Stanley. Química. 8va edición. Ed. CENGAGE Learning. 2008.
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