ENLACE COVALENTE. Z = 1 Hidrógeno H: 1s 1 Z = 6 Carbono C: 1s 2 2s 2 2p 2 Z = 7 Nitrógeno N: 1s 2 2s 2 2p 3 Z = 8 Oxígeno O: 1s 2 2s 2 2p 4 H H H 2

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Nicolás Navarro Camacho
hace 7 años
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1 ENLACE COVALENTE Si los átomos que se enfrentan son ambos electronegativos (no metales), ninguno de los dos cederá electrones. Una manera de adquirir la configuración de gas noble en su última capa es permanecer juntos con el fin de compartir electrones. CH 4 El proceso fundamental en este tipo de enlace es la compartición de electrones. Los átomos permanecen juntos con el fin de poder compartir los electrones, adquiriendo ambos de esta forma la configuración de gas noble en la capa más externa. Es un enlace característico entre átomos de electronegatividad alta (no metales). Cuando los átomos se unen mediante este tipo de enlace se forman unas nuevas entidades integradas por los átomos unidos: las moléculas. Las moléculas son las unidades básicas de los compuestos covalentes. Para representar las moléculas resultantes de la unión mediante enlace covalente se utilizan a menudo los diagramas de Lewis. En ellos se representan por puntos o cruces los electrones de la capa de valencia del átomo y los electrones compartidos se sitúan entre los dos átomos. De esta manera es fácil visualizar los electrones compartidos y cómo ambos átomos quedan con ocho electrones (estructura de gas noble). Z = 1 Hidrógeno H: 1s 1 Z = 6 Carbono C: 1s 2 2s 2 2p 2 Z = 7 Nitrógeno N: 1s 2 2s 2 2p 3 Z = 8 Oxígeno O: 1s 2 2s 2 2p 4 H H H 2 H 2 O NH 3 CH 4 O 2

2 Los compuestos con enlace covalente tienen las propiedades siguientes: 1. Están formados por moléculas, las cuales pueden existir individualmente como unidades aisladas. 2. Suelen ser gases o líquidos. Si son sólidos presentarán puntos de fusión relativamente bajos ya que entre las moléculas existen unas fuerzas de atracción bastante débiles. 3. Tienen puntos de fusión y ebullición bajos. 4. Suelen ser poco solubles en agua. 5. Son malos conductores de la corriente eléctrica, incluso disueltos o fundidos (no hay cargas libres). MODELO DE REPULSIÓN DE PARES ELECTRÓNICOS Y GEOMETRÍA MOLECULAR. LEWIS MOLÉCULA BeCl 2 SO 2 BCl 3 H 2O NH 3 CH 4 POLARIDAD EN MOLÉCULAS COVALENTES. MOMENTO DIPOLAR. Cada enlace tiene un momento dipolar µ (magnitud vectorial que depende la diferencia de electronegatividad χ entre los átomos cuya dirección es la línea que une ambos átomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al más electronegativo). Dependiendo de cómo sea la suma de los momentos dipolares µ de los enlaces que forman una molécula, éstas se clasifican en: Moléculas polares. Tienen Σ µ no nulo. Y esto puede ser debido a: Moléculas con un sólo enlace covalente polar. Ejemplos: HCl, ClF. Moléculas angulares, piramidales Ejemplos: H 2 O, NH 3. Moléculas apolares. Tienen Σ µ nulo: Y esto puede ser debido a: Moléculas con enlaces apolares. Ejemplos: H 2, Cl 2. Moléculas con enlaces polares pero con Σµ = 0. Ejemplos: CH 4, CO 2.

3 RESONANCIA En algunos casos la estructura real de la molécula se describe mejor por el conjunto formado por varias estructuras de Lewis, a cada una de las estructuras se le conoce como forma resonante. Por ejemplo, la molécula de ozono (O 3 ), puede describirse mediante dos formas resonantes equivalente. El enlace entre los átomos de oxígeno no es ni doble ni simple. TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (E.V.) Se basa en la suposición de que los enlaces covalentes se producen por solapamiento de los orbitales atómicos de distintos átomos y emparejamiento de los e con spines contrarios de orbitales semiocupados formando un único orbital molecular. Así, 2 átomos de H (1s1) tienen cada uno 1 e desapareado en un orbital s y formarían un orbital molecular en donde alojarían los 2 e. Se llama covalencia al nº de e desapareados y por tanto al nº de enlaces que un átomo forma. Enlace covalente simple. Se produce un único solapamiento de orbitales atómicos. Es frontal y se llama s (sigma). Puede ser: a) Entre dos orbitales s b) Entre un orbital s y uno p c) Entre dos orbitales p.

4 Enlace covalente múltiple. Se producen dos o tres solapamientos de orbitales atómicos entre dos átomos. Siempre hay un enlace frontal s (sólo 1); si en enlace es doble, el segundo solapamiento es lateral p (pi); si el enlace es triple, existe un solapamiento s y dos p. Los enlaces p más conocidos se producen a partir de orbitales atómicos p. enlaces p HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS. Para explicar la geometría de la moléculas (ángulos y distancia) y la covalencia de ciertos átomos se formuló la teoría de la hibridación, que se basa en que los orbitales atómicos de distinto tipo de un mismo átomo pueden combinarse entre sí para formar orbitales híbridos de igual energía entre sí, que se sitúan en el espacio de manera que la repulsión sea mínima, cuando los átomos van a formar un enlace. Tipos de hibridación Los principales tipos de hibridación son los siguientes: Hibridación sp3. Se hibridan un orbital s y tres orbitales p. Se forman cuatro orbitales con orientación dirigida hacia los vértices de un tetraedro. 4 enlaces sencillos. Ejemplo: metano 3 enlaces sencillos + 1 par e sin compartir. Ejemplo: NH 3 2 enlaces sencillos + 2 par e sin compartir. Ejemplo: H 2 O

ETANO ORBITAL HÍBRIDO SP 3 Hibridación sp2. Se hibridan un orbital s y dos orbitales p. Se forman tres orbitales dirigidos hacía los vértices de un triángulo equilátero. 3 enlaces sencillos.

5 ETANO ORBITAL HÍBRIDO SP 3 Hibridación sp2. Se hibridan un orbital s y dos orbitales p. Se forman tres orbitales dirigidos hacía los vértices de un triángulo equilátero. 3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF3 1 enlace doble y 2 sencillos. Ejemplo: eteno ETENO ORBITAL HÍBRIDO SP 2 Hibridación sp Se hibridan un orbital s y un orbital p. Se forman dos orbitales que forman entre sí un ángulo de 180º. 2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF2 2 enlaces dobles. Ejemplo: CO2 1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: etino

6 ORBITAL HÍBRIDO SP ETINO ENLACE METÁLICO El enlace metálico es el que mantiene unidos los átomos de los metales. Mediante la estructura del enlace metálico podemos explicarnos las propiedades más características de los metales, tales como su facilidad para conducir la electricidad y el calor (conductividad), la capacidad para extenderse en hilos muy finos (ductilidad), la capacidad para obtener láminas finas (maleabilidad), densidades elevadas, puntos de fusión altos... etc. El modelo más sencillo de enlace metálico se basa en una de las propiedades características de los metales: su baja electronegatividad (ceden electrones con facilidad). Así pues, el enlace metálico podemos describirlo como una disposición muy ordenada y compacta de iones positivos del metal (red metálica) entre los cuales se distribuyen los electrones perdidos por cada átomo a modo de nube electrónica. Es importante observar que los electrones pueden circular libremente entre los cationes, no están ligados (sujetos) a lo núcleos y son compartidos por todos ellos. Esta nube electrónica hace de colchón entre las cargas positivas impidiendo que se repelan a la vez que mantienen unidos los átomos del metal. ALUMINIO

7 En los metales tampoco se forman moléculas individuales. La situación es muy parecida a la encontrada en el caso de los compuestos iónicos. Propiedades de los metales: Son sólidos a temperatura ambiente (a excepción del mercurio) de densidad elevada. Observar que la red metálica es una estructura muy ordenada (típica de los sólidos) y compacta (con los iones muy bien empaquetados, muy juntos, densidad alta) Temperaturas de fusión y ebullición altas, síntoma de que el enlace entre los átomos es fuerte. Buenos conductores del calor y la electricidad, debido a la existencia de electrones libres que pueden moverse. Ductilidad y maleabilidad, debido a la posibilidad de que las capas de iones se pueden deslizar unas sobre otras sin que se rompa la red metálica.

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