Enlace covalente. 2º Bachillerato

Transcripción

1 Enlace covalente 2º Bachillerato

2 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

3 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 Semejante, pero no igual. Puede dar lugar a moléculas polares o apolares Ejemplo: molécula de agua (H 2 O):

4 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

5 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: e- de valencia He 2 Ne 8 Ar 8 Kr 8 Xe 8 Rn 8 G. N. Lewis Los átomos pueden adquirir estructura de gas noble compartiendo electrones para formar un enlace de pares de electrones.

6 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. 6

7 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:

8 Qué compuestos covalentes se formarán? 1º Con el Hidrógeno y el oxígeno. Representarlo mediante la estructura de Lewis H O H H O H Par no enlazante 2º Entre el nitrógeno y el hidrógeno: Par enlazante

9 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) :1s 2 2s 2 2p 2 H (Z=1): 1s 1 4 electrones de valencia x 1 átomo: 4 e- valencia 1 electrón de valencia x 4 átomos: 4e- valencia

10 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 e- H necesita 2 e- C(8 e-) + H ( 2 e- x 4)

11 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

12 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

13 Aplicación: Representación estructuras de Lewis C 2 H 4 H C C H CH 2 O H C O H H H H O C 2 H 4 O 2 H C C HNO 2 H O N O H O H

14 Concepto de resonancia Conceptos: 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) Esquema Forma resonante límite Hibrido de resonancia

15 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: NH 4+, H 3 O +,

16 Enlace de átomos de azufre (S) y oxígeno (O) Molécula de SO: enlace covalente doble :S O: Molécula de SO 2 : enlace covalente doble y un enlace covalente coordinado o dativo :O S O: Molécula de SO 3 : enlace covalente doble y dos enlaces covalentes coordinado o dativo :O S O: :O:

17 Enlace covalente coordinado.

18 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 BF 3 en las que el átomo de B no llega a tener 8 electrones Los elementos del tercer periodo y sucesivos,debido a la existencia de orbitales disponibles, pueden alojar más de 8 electrones Octeto incompleto Octeto ampliado BCl3, tiene 6 electrones el Boro PCl 5 SF6

19 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)

20 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.

21 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

22 Geometría Molecular El modelo de RPECV: Predicción de la geometría molecular 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

23 El modelo de RPECV: Predicción de la geometría molecular Geometría Lineal: Ejemplo : Be Cl2 Nº de enlaces Enlazantes No enlazantes Geometría molecular Lineal Forma Geometría Plana Nº triangular de enlaces Enlazantes No enlazantes Geometría Molecular Plana Triangular Forma Angular

24 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 Tetraédrica (109,5º) Ejemplo Forma Piramidal Triangular o trigonal Angular (104,5º)

25 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.

26 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

27 SOLAPAMIENTO Al acercarse las nubes electrónicas se entrecruzan. Cuanto mayor sea el volumen compartido más fuerte es el enlace H F H F Enlaces tipo Da lugar a enlaces sencillos Se produce entre: s-s ; s-p ; p-p Enlaces tipo Da lugar a ENLACES MÚLTIPLES

28 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

29 Enlace covalente múltiple. Se producen por solapamiento de orbitales atómicos p-p orientados lateralmente. Puede dar lugar a: Un enlace doble: (sólo 1). Un enlace triple: Un enlace es más débil que un enlace

30 Representación de la molécula de oxígeno según TEV Tenemos en cuenta que: O(Z=8): 1s 2 2s 2 p 4

31 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.

32 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

33 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??

34 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

35 HIBRIDACIÓN DE ORBITALES Molécula de BeH2 2s 2p Orbitales híbridos sp H H

36 El Teoría del enlace de Valencia (TEV) Para solucionar esto se introduce el concepto de Promoción electrónica Geometría Lineal: Hibridación sp

37 ORBITALES HÍBRIDOS sp 2 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 BF 3 : ÁTOMO CENTRAL (B): s 2 p 1 s p x p y p z promoción s p x p y p z hibridación sp 2 sp 2 sp 2 p z

38 ORBITALES HÍBRIDOS sp 3 Se forman por combinación de un orbital s y los 3 orbitales p, dando lugar a 4 orbitales híbridos sp 3, iguales en Forma y Energía, pero diferentes en Orientación (hacia los vértices de un tetraedro, ángulo de 109,5º). Ejemplo el CH 4 : ÁTOMO CENTRAL (C):s 2 p 2 (capa de valencia) s p x p y p z promoción s p x p y p z hibridación sp 3 sp 3 sp 3 sp 3

39 HIBRIDACIÓN DE ORBITALES Lineal Triangular Tetraédrica

40 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.

41 Polaridad del enlace covalente Enlace covalente apolar: se da entre átomos de idéntica electronegatividad (H 2, Cl 2, N 2 ). 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.

42 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)

43 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 H F Enlaces covalentes no polares H-H F-F El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado con la diferencia de electronegatividad de los átomos unidos.

44 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 CO 2 H 2 O Cada dipolo C-O se anula porque la molecula es lineal Los dipolos H-O no se anulan porque la molecula no es lineal, sino bent.

45 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.

46 A modo de resumen sobre la polaridad de una molécula covalente

47 PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES SÓLIDOS MOLECULARES BAJOS PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN NO CONDUCTORES SOLUBLES SEGÚN SU POLARIDAD AGUA, HELIO, GLUCOSA, BUTANO, ETANOL El enlace se produce entre un pequeño número de átomos

48 PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES SÓLIDOS COVALENTES FORMAN REDES DE ÁTOMOS UNIDOS POR ENLACE COVALENTE ALTOS PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN INSOLUBLES DIAMANTE GRAFITO

49 Propiedades de los compuestos covalentes Pueden formar 2 estructuras: 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. Sólidos Atómicos (redes covlalentes) 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 (C n ), grafito (C n ), cuarzo (SiO 2 )

50 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

51 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.

52 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, H 2 O, NH 3 ( y moléculas orgánicas con enlaces H-F, H-O y H-N).

53 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.

54 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.

55 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.

56 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 Corresponde a las energías de los e- ligados al átomo y que no pertenecen al gas electrónico La banda de conducción Los metales son conductores porque: A) poseen una banda de conducción semillena Corresponde a las energías de los e - del gas electrónico B) poseen una banda de conducción vacía que se solapa con la banda de valencia

57 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)

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