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CICLO 2012-III Módulo: I
        Unidad: II   Semana: 3


   QUIMICA GENERAL


Lic. Quím. Jenny Fernández Vivanco
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 normal
Cuando 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 (δ + δˉ )
      δ+   δˉ
      H    Cl         +       -



  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
El enlace es covalente e iónico a la vez

                ● ●       x x                      Enlaces normales=1
  SO2       ●         x
            ●   O     x   S            O←S         Enlaces dativos=1
                ● ●                       
                          x x              O
                          ● ●
                          O     ●
                                ●
                  O● ●
                  ↑
                O←S                                Enlaces normales=1
 SO3
                                                 Enlaces dativos= 2
                    O
                                        H
                 xx                       ↑
            H ● x N x ● H + H+      → H- N - H       Enlaces normales=3
(NH4)   +
                  x                       I          Enlaces dativos=1
                  ●                       H
                  H
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 átomoHde alta En con pequeño volumen (F, O,
         H ― O ••• H ― O ••• ― O
     N)      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.

                                                             ●●
                                                           x    x
                                                         H ● N ●H
                                                             x●
c)Cuando el átomo central tiene compartidos
                                                        todos sus electrones de valencia,


                                                              H
                                                         pero todos sus ligandos no son iguales,
                                                         entonces la molécula es polar




                                                                   x x
                                                              F ● ● F
                                                                 B
                                                                 ●
                                                                 x
                                                                 F


                                                        xx
                                                      x    x
                                                      x Ox
                                                  x x ●● x x
                                               H ● O ● S ● O ●H
                                                 x
                                                     x     x
                                                             x
                                                  x x ●● x x
                                                        O
Tipos de enlaces interatómicos
Porcentaje de carácter iónico del
             enlace
El enlace covalente



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.
                  Electrones                    Par electrónico
                  1s                            compartido




            Dos átomos de                     Una molécula de
            hidrógeno                         hidrógeno

                                        Par enlazante
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

                             p a r n o c o m p a r t id o
         H
O                             O        H
         H                    H

AG UA,   H 2O            p a r c o m p a r tid o


                              O         H
                              H
Moléculas sencillas


             H                       H
N            H                 H N
             H                       H
                               p a r n o c o m p a r tid o

    A M O N IA C O , N H   3
                               p a r c o m p a rtid o

                                      H
                               H N
                                      H
Clasificación de los enlaces covalentes
Tipos de enlace covalentes


(a) Por el origen de los electrones
compartidos
• 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.
Tipos de        F o r m a c ió n d e l B r 2

 enlace              Br                             Br                                  Br Br
covalent
             E n la c e c o v a le n te n o r m a l                                     Br       Br
   es:                                                    +
             F o r m a c ió n d e l N H                           (io n a m o n io )
   Por el                 H
                                                      4

                                                                                         H
                                                                                                  +
origen de          H N                               H        +
                                                                                       H N H
    los                   H              n o tie n e e le c tr o n e s !!
                                      s u o r b it a l 1 s e s t á v a c ío !!
                                                                                         H

electrones                                                                              H
compartid    E n la c e c o v a le n te c o o r d in a d o                         H N       H
                                                                                        H
     os
                             Los enlaces covalentes normales y
                            coordinados formados en el NH4+ son
Enlaces covalentes normales y
              coordinados

       Orbitales semillenos                Pares de e-
                                           compartidos



                  Enlace covalente normal simple


Orbital lleno       Orbital vacante        Pares de e-
                                           compartidos



                Enlace covalente coordinado simple
Tipos de enlace covalentes:

(b) Por el grado de compartición de los
electrones
                                                        Enlaces
                                                        formados
                                                        por
                                                        átomos
                                                        iguales:
                                                        nubes
          Enlaces covalentes no polares                 simétricas
                                          Enlaces formados por
        δ+                  δ−
                                          átomos diferentes: nubes
                                          asimétricas por la diferencia
                                          de electronegatividad o
                                          tamaño (se origina un
                                          dipolo o separación de
         Enlaces covalentes polares
                                          cargas parciales)
Tipos de Enlace según la diferencia de
                    Electronegatividad
La mayor o menor diferencia entre las electronegatividades de
los átomos que forman un compuesto determinan el tipo de
enlace.

                    ΔEN = ENA - ENB



          Si ΔEN ≥ 1,9                Si ΔEN < 1,9

         Enlace Iónico              Enlace Covalente

                No polar o apolar                       Polar

                 Si, ΔEN = 0, 0                    Si, 0 <ΔEN < 1,9
                (átomos iguales)                (elementos diferentes)
Enlace no polar
Enlace polar
δ−            δ+   Momento Dipolar (µ)
                     El momento dipolar es una magnitud
                   vectorial que mide la intensidad del dipolo
Cl             H     formado, es decir es una medida del
                              polaridad del enlace.
                                    µ=q.r
                   q:     carga del e- = 1,602·10-19 C
                   r:     distancia entre cargas
     µ             1 Debye (D) = 3,33·10−30 C.m



     Sustancia     ΔEN            µ (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
Tipos de enlace covalentes:

(c) Por la Multiplicidad del enlace covalente
   Para cumplir la regla del octeto los átomos también pueden
 compartir más de un par de electrones y formar enlaces múltiples



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


                                  octetos
Tipos de enlace covalentes:

(d) Por la forma de los enlaces (orbitales
moleculares)
     El enlace se forma cuando solapan los orbitales
        atómicos.
     Enlacedos e- se comparten en el nuevo orbital
     Los Sigma, σ:
     La formado.
        densidad electrónica se
     concentra en el eje que une
     los átomos. Consta de un
     solo lóbulo.Todos los
     enlaces sencillos son sigma.
Tipos de enlace covalentes:
(d) Por la Forma de los enlaces (orbitales
moleculares)
Enlace pi, π:
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 σ y un π.
          - Un enlace triple consiste en un enlace σ y dos π.

                +




Para un mismo par de átomos: longitud E-E > l.ongitud E=E > longitud
E≡E Enlace longitud de enlace (Å) energía de enlace
    (kcal/mol)
     C–C            1,53                   88
     C=C            1,34                   119
     C≡C            1,22                   200
Enlace simple


           Orbitales sigma y pi


           ••            ••          ••
       • Cl •          •
H•          •          • Cl •            •
                                    • Cl •   Enlace doble
         ••              ••           ••


     Región de
     traslape

                                             Enlace triple



Enlace σ                Enlace σ
     s-p                      p-p
Orbitales sigma
Orbitales pi
Enlaces múltiples




        π
•
•   N   σ

        π
               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
 G. N. Lewis
                         electrones.
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 a
2- 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.
                                            b-a
                        Número de enlaces
                        =                     2
Ejemplos
                                               Ejemplo 2: SiO4-4
                                          1)   Si: 4e- val
Ejemplo 1: H2CO                                O: 6e-x 4 = 24 e- val       a =32
1)C: 4e-
                                               + 4 cargas neg.
 H: 1e- x 2= 2e-     a =12                2) b = 8x5= 40                        O        4-
 O: 6e-                                        #enlaces= (40 -32)/ 2 = 4
                                  H                                         O   Si   O
2) b = 8x2 + 2x1 = 18
     #enlaces= (18 -12) / 2 = 3
                              H   C   O                                         O

3) e- de v. libres: 12-6= 6       H       3) e- de val libres= 32- 8= 24

            H                 H   C   O   4)                  4-
4)                                                   O
        H   C    O
                                                 O   Si   O

                                                     O
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 propiedades
Compuestos 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
                                          O
                                O
Resonancia

Explicación: Suponer que los enlaces son
promedios de dos posibles situaciones
                                                         A estas estructuras
                                                         se les llama formas
          O                           O                  resonantes
              O                   O
    O                                        O

- 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.
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
  octeto
 a)   Moléculas con # de e- impar.
          N          O               Otros ejemplos: ClO2, NO2


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



                 F
                                       BF3 (3+7x3= 24 e- de valencia).
                     B     F
                 F             Ejemplos: Compuestos de Be, B, Al.
Excepciones a la regla del octeto

c) Moléculas en las cuales un átomo tiene más de
   un octeto.
               PCl 5                      La clase más amplia de
                                          moléculas que violan la regla
  # de e- de val ⇒ 5+7x5= 40 e-           consiste en especies en las
                                          que el átomo central está
                Cl                        rodeado por mas de 4 pares de
          Cl                              e-, tienen octetos expandidos.
                 P      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.
               H       Para explicar esta posibilidad es
                       necesario recurrir a una nueva teoría: la
           H   C   H   hibridación de orbitales.

   •
  •C •
               H
     •
• La hibridación es la suma de orbitales para dar
  un nuevo conjunto de orbitales, en igual
  número, y de igual energía
La formación del metano, CH4
Hibridación sp3


   Hibridación




                  CH4
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.




H                     H
      C=C
H                     H
     Molécula 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         Geometría de los    Geometría molecular
         Requiere sp
                   3
                            pares de e-        (pirámide trigonal)
                            (tetraedral)
Geometría molecular


# de pares   Geometría de   # de pares   # de pares    Geometría molecular   Ejemplos
 de e- del   los pares de      de e-      de e- no
  átomo           e-        enlazantes   enlazantes
  central




                                                                 lineal
                                                       Plana-
                                                      trigonal




                                                      angular
Moléculas polares
La “Teoría del Mar de
                                   Enlace Metálico
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          Metal   Punto de fusión (°C)
moverse libremente por toda
la estructura del sólido.          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
Fuerzas intermoleculares


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

Fuerzas de London          Fuerzas de Van der Waals
Fuerzas dipolo-dipolo
Enlaces por puentes de hidrógeno
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

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Quim sem 3 a covalente 2012 2

  • 1. CICLO 2012-III Módulo: I Unidad: II Semana: 3 QUIMICA GENERAL Lic. Quím. Jenny Fernández Vivanco
  • 2. CONTENIDOS TEMÁTICOS  Enlace covalente  Enlace moleculares  Trabajo de investigación
  • 3. Enlace Químico: Enlace Covalente y Estructura Molecular Quím. Jenny Fernández Vivanco
  • 4. 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 normal Cuando 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
  • 5. -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 (δ + δˉ ) δ+ δˉ H Cl + - 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
  • 6. El enlace es covalente e iónico a la vez ● ● x x Enlaces normales=1 SO2 ● x ● O x S O←S Enlaces dativos=1 ● ● x x O ● ● O ● ● O● ● ↑ O←S Enlaces normales=1 SO3 Enlaces dativos= 2 O H xx ↑ H ● x N x ● H + H+ → H- N - H Enlaces normales=3 (NH4) + x I Enlaces dativos=1 ● H H
  • 7. 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 átomoHde alta En con pequeño volumen (F, O, H ― O ••• H ― O ••• ― O N) I I I H H H
  • 8. 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. ●● x x H ● N ●H x● c)Cuando el átomo central tiene compartidos todos sus electrones de valencia, H pero todos sus ligandos no son iguales, entonces la molécula es polar x x F ● ● F B ● x F xx x x x Ox x x ●● x x H ● O ● S ● O ●H x x x x x x ●● x x O
  • 9. Tipos de enlaces interatómicos
  • 10. Porcentaje de carácter iónico del enlace
  • 11. El enlace covalente 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. Electrones Par electrónico 1s compartido Dos átomos de Una molécula de hidrógeno hidrógeno Par enlazante
  • 12. 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)
  • 13. Moléculas sencillas p a r n o c o m p a r t id o H O O H H H AG UA, H 2O p a r c o m p a r tid o O H H
  • 14. Moléculas sencillas H H N H H N H H p a r n o c o m p a r tid o A M O N IA C O , N H 3 p a r c o m p a rtid o H H N H
  • 15. Clasificación de los enlaces covalentes
  • 16. Tipos de enlace covalentes (a) Por el origen de los electrones compartidos • 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.
  • 17. Tipos de F o r m a c ió n d e l B r 2 enlace Br Br Br Br covalent E n la c e c o v a le n te n o r m a l Br Br es: + F o r m a c ió n d e l N H (io n a m o n io ) Por el H 4 H + origen de H N H + H N H los H n o tie n e e le c tr o n e s !! s u o r b it a l 1 s e s t á v a c ío !! H electrones H compartid E n la c e c o v a le n te c o o r d in a d o H N H H os Los enlaces covalentes normales y coordinados formados en el NH4+ son
  • 18. Enlaces covalentes normales y coordinados Orbitales semillenos Pares de e- compartidos Enlace covalente normal simple Orbital lleno Orbital vacante Pares de e- compartidos Enlace covalente coordinado simple
  • 19. Tipos de enlace covalentes: (b) Por el grado de compartición de los electrones Enlaces formados por átomos iguales: nubes Enlaces covalentes no polares simétricas Enlaces formados por δ+ δ− átomos diferentes: nubes asimétricas por la diferencia de electronegatividad o tamaño (se origina un dipolo o separación de Enlaces covalentes polares cargas parciales)
  • 20. Tipos de Enlace según la diferencia de Electronegatividad La mayor o menor diferencia entre las electronegatividades de los átomos que forman un compuesto determinan el tipo de enlace. ΔEN = ENA - ENB Si ΔEN ≥ 1,9 Si ΔEN < 1,9 Enlace Iónico Enlace Covalente No polar o apolar Polar Si, ΔEN = 0, 0 Si, 0 <ΔEN < 1,9 (átomos iguales) (elementos diferentes)
  • 23. δ− δ+ Momento Dipolar (µ) El momento dipolar es una magnitud vectorial que mide la intensidad del dipolo Cl H formado, es decir es una medida del polaridad del enlace. µ=q.r q: carga del e- = 1,602·10-19 C r: distancia entre cargas µ 1 Debye (D) = 3,33·10−30 C.m Sustancia ΔEN µ (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
  • 24. Tipos de enlace covalentes: (c) Por la Multiplicidad del enlace covalente Para cumplir la regla del octeto los átomos también pueden compartir más de un par de electrones y formar enlaces múltiples enlaces sencillos (1 par compartido) enlaces dobles (2 pares compartidos) enlaces triples (3 pares compartidos) H H O O N N octetos
  • 25. Tipos de enlace covalentes: (d) Por la forma de los enlaces (orbitales moleculares) El enlace se forma cuando solapan los orbitales atómicos. Enlacedos e- se comparten en el nuevo orbital Los Sigma, σ: La formado. densidad electrónica se concentra en el eje que une los átomos. Consta de un solo lóbulo.Todos los enlaces sencillos son sigma.
  • 26. Tipos de enlace covalentes: (d) Por la Forma de los enlaces (orbitales moleculares) Enlace pi, π: 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 σ y un π. - Un enlace triple consiste en un enlace σ y dos π. + Para un mismo par de átomos: longitud E-E > l.ongitud E=E > longitud E≡E Enlace longitud de enlace (Å) energía de enlace (kcal/mol) C–C 1,53 88 C=C 1,34 119 C≡C 1,22 200
  • 27. Enlace simple Orbitales sigma y pi •• •• •• • Cl • • H• • • Cl • • • Cl • Enlace doble •• •• •• Región de traslape Enlace triple Enlace σ Enlace σ s-p p-p
  • 30. Enlaces múltiples π • • N σ π N • • Nitrógeno, N2
  • 31. 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 G. N. Lewis electrones.
  • 32. 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.
  • 34. 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 a 2- 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. b-a Número de enlaces = 2
  • 35. Ejemplos Ejemplo 2: SiO4-4 1) Si: 4e- val Ejemplo 1: H2CO O: 6e-x 4 = 24 e- val a =32 1)C: 4e- + 4 cargas neg. H: 1e- x 2= 2e- a =12 2) b = 8x5= 40 O 4- O: 6e- #enlaces= (40 -32)/ 2 = 4 H O Si O 2) b = 8x2 + 2x1 = 18 #enlaces= (18 -12) / 2 = 3 H C O O 3) e- de v. libres: 12-6= 6 H 3) e- de val libres= 32- 8= 24 H H C O 4) 4- 4) O H C O O Si O O
  • 36. 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.
  • 37. Comparación de propiedades Compuestos iónicos y covalentes
  • 38. 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 O O
  • 39. Resonancia Explicación: Suponer que los enlaces son promedios de dos posibles situaciones A estas estructuras se les llama formas O O resonantes O O O O - 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.
  • 40. 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 octeto a) Moléculas con # de e- impar. N O Otros ejemplos: ClO2, NO2 b) Moléculas en las cuales un átomo tiene menos de un octeto. F BF3 (3+7x3= 24 e- de valencia). B F F Ejemplos: Compuestos de Be, B, Al.
  • 41. Excepciones a la regla del octeto c) Moléculas en las cuales un átomo tiene más de un octeto. PCl 5 La clase más amplia de moléculas que violan la regla # de e- de val ⇒ 5+7x5= 40 e- consiste en especies en las que el átomo central está Cl rodeado por mas de 4 pares de Cl e-, tienen octetos expandidos. P 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.
  • 42. 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. H Para explicar esta posibilidad es necesario recurrir a una nueva teoría: la H C H hibridación de orbitales. • •C • H • • La hibridación es la suma de orbitales para dar un nuevo conjunto de orbitales, en igual número, y de igual energía
  • 43. La formación del metano, CH4
  • 44. Hibridación sp3 Hibridación CH4
  • 47. Hibridación sp2 Hibridación
  • 49. Hibridación sp Hibridación
  • 51. Enlaces múltiples El Etileno tiene un doble enlace en su estructura de Lewis. H H C=C H H Molécula plana
  • 52. El eteno o etileno, C2H4
  • 53. Enlaces múltiples • El Acetileno, C2H2, tiene un triple enlace. • La molécula es lineal, H – C ≡ C – H
  • 54. El etino o acetileno, C2H2
  • 55. 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 Geometría de los Geometría molecular Requiere sp 3 pares de e- (pirámide trigonal) (tetraedral)
  • 56. Geometría molecular # de pares Geometría de # de pares # de pares Geometría molecular Ejemplos de e- del los pares de de e- de e- no átomo e- enlazantes enlazantes central lineal Plana- trigonal angular
  • 58. La “Teoría del Mar de Enlace Metálico 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 Metal Punto de fusión (°C) moverse libremente por toda la estructura del sólido. Na 97,8 Fe 1536 W 3407
  • 60. 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
  • 61. Fuerzas intermoleculares Son fuerzas más débiles que los enlaces covalentes que mantienen unidas a las moléculas en el estado condensado (líquido o sólido) Fuerzas de London Fuerzas de Van der Waals Fuerzas dipolo-dipolo Enlaces por puentes de hidrógeno
  • 62. 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
  • 63. 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
  • 66. 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.
  • 68. 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
  • 69. EPH en el agua
  • 70. Efecto de los EPH en la propiedades físicas
  • 71. 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.
  • 72. 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.