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
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
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
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.
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
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
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.