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Enlace Covalente Los enlaces covalentes se caracterizan por La compartición de electrones Se forma con elementos semejante electronegatividad Presentan.

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Presentación del tema: "Enlace Covalente Los enlaces covalentes se caracterizan por La compartición de electrones Se forma con elementos semejante electronegatividad Presentan."— Transcripción de la presentación:

1 Enlace Covalente Los enlaces covalentes se caracterizan por La compartición de electrones Se forma con elementos semejante electronegatividad Presentan enlaces direccionales, al contrario de los ionicos que son omnidireccionales El enlace es entre dos elementos no metalicos

2 Enlace Covalente Existe una teoría que nos permite explicar el enlace y que se denom ina Teoría de Orbitales Moleculares (OM), la cual nos explica: Cuando dos á tomos se aproximan, sus orbitales at ó micos se mezclan. Los electrones ya no pertenecen a cada á tomo sino a la mol é cula en su conjunto La combinaci ó n de dichos orbitales se realiza mediante una operacion matem á tica que implican la combinaci ó n lineal de los orbitales at ó micos

3 Enlace Covalente Por ejemplo se tiene dos orbitales s (molécula de Hidrogeno), de acuerdo a OM tenemos dos ecuaciones una de antienlace y otra de enlace.

4 Enlace Covalente Una forma mas general es:

5 Enlace Covalente Una forma grafica del resultado a la ecuación de enlace es:

6 Enlace Covalente En el sistema covalente se pueden presentan varios tipos de enlace los cuales se denominan: Enlace sencillo Enlace doble Enlace triple Enlece covalente coordinado (el cual se vera en el capitulo de coordinación)

7 Enlace Covalente En el caso del enlace sencillo también se puede designar como enla ce Con los enlaces doble y triple ademas de presentar un enlace pres entan uno dos enlaces respectivamente Los cuales se definen: Enlace sigma: el solapamiento entre los orb í tales at ó mico s donde se sit ú a la m á xima densidad electr ó nica en el eje que une los dos n ú cleos. Simetr í a cil í ndrica Enlace pi: el solapamiento entre los orb í tales at ó micos sit ú a la m á xima densidad electr ó nica por encima y debajo d el plano que contiene los n ú cleos

8 Enlace Covalente Una forma grafica de mostrar los dos tipos de enlace es:

9 Enlace Covalente La teoría de OM se aplica de manera muy adecuada para moleculas pequeñas sin embargo para moléculas mas co mplejas este sistema se vuelve muy complicado, en el ca so de moléculas mas complejas se emplean los modelos de Lewis y Langmuir Lewis y Langmuir desarrollaron una teoría de enlace co n base en electrones compartidos. El modelo emplea reglas empíricas simples como la regl a del octeto y las estructuras de Lewis.

10 Enlace Covalente Antes de ver el concepto de Estructurade lewis es import ante comprender el concepto de valencia, el cual se defi ne como: la capacidad de un elemento para combinarse con otro Ejemplos a este concepto son: El nitrógeno presenta 5 valencias N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2, N 2 O 5 Mientras que en el caso de magnesio presenta solo una MgH 2

11 Enlace Covalente Teor í a de Lewis Los electrones de la capa m á s externa (de valencia) s e transfieren (i ó nico) o se comparten (covalente) de modo que los á tomos adquieren una configuraci ó n el ectr ó nica estable. De gas noble. Octeto. En esta caso los electrones de valencia de cada átomo se representan por medio de puntos, cruces o círculos. Cada par de electrones compartidos pueden represe ntarse con una línea y si hay dobles o triples enlaces se representan con dos o tres líneas.

12 Enlace Covalente Símbolos de Lewis Un símbolo de Lewis representa el núcleo y los electr ones internos de un átomo. Los puntos alrededor del símbolo representan a los el ectrones de de valencia.

13 Enlace Covalente Las estructuras de Lewis no explican La forma o la geometría de una molécula. La información de los orbitales donde proceden l os electrones o de donde se alojan definitivame nte estos. Basta con contar los electrones de val encia y distribuirlos correctamente alrededor del átomo. Por ejemplo no explica la diferencia para estos compu estos de azufre

14 Enlace Covalente Reglas para las estructuras de Lewis El H s ó lo puede adquirir 2e. Los elementos del 2 º per í odo : 8e y lo del 3 ª y siguiente pueden ampliar el octeto. Escribir una f ó rmula con el elemento menos electronegati vo en el centro, enlazado por enlaces sigma a los á tomos perif é ricos. Si la mol é cula es i ó nica sumar o restar su carga. Para que se cumpla la regla del octecto: sumar los electr ones de valencia m á s los electrones compartidos. Asignar pares solitarios preferentemente a los á tomos per if é ricos.

15 Enlace Covalente Uno de los conceptos mas importantes dentro de las estr ucturas de Lewis es el concepto de: Carga formal (CF): CF = (Electrones de valencia) - 1/2(electrones com partidos) – (electrones no enlazados)

16 Enlace Covalente Carga formal del HNO 3 Estructura Á tomoe - valencia ½ e - enlazadose - no enlazadosCarga formal NN O-O 6 16 O=O6240 -OHO6240 ONOH O +1 N OH O O Número de oxidación N= 5+ HNO (3*2-) + (1+) = 5+

17 Enlace Covalente HONO O Ordenamiento HONO O Fórmula de Lewis N O O OH Geometría HONO O NO O

18 Enlace Covlaente 2s 2p O N OH O O N O O OO { Hibridación sp2 Trigonal planar Ácido Nítrico

19 Enlace Covalente Regla del octeto Establece que al formarse un enlace químico los átomos adqueren, pie rden o comparten electones de tal manera que la cara más externa de valencia contenga 8 electrones. Hay muchas excepciones y cuando hay más de 8 electrones se dice que la capa de valencia e ha expandido (uso de orbitales d y f)

20 Enlace Covalente 1.Para la mayoría de las moléculas hay un máximo de 8 electrones d e valencia. 2.Cuando un átomo tiene orbitales d, la valencia se expande. 3.Las repulsiones entre electrones deben ser minimizadas. 4.La molécula debe alcanzar su mínimo de energía.

21 Enlace Covalente El enlace covalente se forma cuando los átomos se unen co mpartiendo e - de la capa de valencia. H1s 1 HH:H Li[He]2s 1 Li Be [He]2s 2 Be B [He]2s 2 2p 1 B C [He]2s 2 2p 2 C … F [He]2s 2 2p 5 FF:F Ne [He]2s 2 2p 6 Ne

22 Dentro del concepto de octeto podemos disting uir Par electrónico de enlace: aquel que es comp artido por dos átomos y que por tanto contribuye de modo eficaz al enlace. Par solitario: aquel que pertenece exclusivame nte a un átomo. No contribuye al enlace pero es crucial a la hora de determinar las estructuras m oleculares. Enlace Covalente

23 Enlaces covalentes múltiples Molécula N 2 Molécula CO 2 Orden de enlace: número de pares de e- que contribuyen al enlace entre dos átomos.

24 Enlace Covalente

25 Algunos ejemplos a la excepción al Octeto son: Moléculas deficientes de electrones (octeto incompleto ) Moleculas hipervalentes (e xpansi ó n del octeto)

26 Enlace Covalente Estructuras resonantes De manera com ú n se define como resonancia a la deslocaliza ci ó n de los pares electr ó nicos dentro de una mol é cula, sin emb argo en los compuestos inorg á nicos se puede entender como: La existencia de dos o mas estructuras equivalentes que prese ntan la misma energ í a. Estas estructuras solo se diferencian por la posici ó n del doble e nlace. La fusi ó n de las estructuras es precisamente es lo que se denomin a resonancia y en el caso de presentar alguna de las estructuras d e Lewis se denomina como h í brido de resonancia

27 Enlace Covalente Teoría de repulsión de pares electrónicos (RPECV) Esta teoría predice la forma de una molécula, tomando en cuenta la configuración más estable de los ángulos de enlace dentro de ella. De acuerdo con dicha teoría esta configuración se determina, principalmente, por las interacciones de repulsión entre los pares de electrones en la capa de valencia del átomo central

28 Enlace Covalente Este modelo considera que los pares de electrones ocupan orbitales localizados. Se orientan para que la distancia entre los orbitales sea máxima. Un ejemplo es metano, con una geometría tetraédrica

29 Enlace Covalente Geometrias permitidas de acuerdo a la TRPECV

30 Enlace Covalente TRPECV Estas geometrías se generan a partir de la repulsión de pares de electrones de la capa de valencia, y se debe emplear cuando: 1.El átomo central esta unido a 2 o más átomos 2. Los pares de electrones de la capa de valencia toman las posiciones más alejadas posibles. 3. Se consideran todos los elementos y electrones de valencia del átomo central: pares enlazados y pares libres. 4. La forma de la molécula es función de las posiciones de los núcleos, de los pares de electrones enlazados y libres

31 Enlace Covalente Reglas para la TRPECV 1.El orden de las repulsiones son las siguientes: Par solitario-par solitario > par solitario-par enlazado > par enlazado-p ar enlazado 2. Cuando hay pares solitarios, el ángulo de enlace es menor que el predicho por la regla Los pares solitarios escogen el sitio más grande. 4. Si todos los sitios son iguales, los pares solitarios escogerán posiciones trans entre ellos. 5. Dobles enlaces ocupan más espacio que enlaces simples. 6. Los pares de electrones de substituyentes electronegativos ocupan menos espacio que los más electropositivos.

32 Enlace Covalente Ejemplos a las reglas

33 Enlace Covalente Si el átomo central pertenece a un elemento del tercer perio do o de los siguientes, hay dos posibilidades: a.Si el substituyente es oxígeno o halógenos, aplican las reglas. b. Si los substituyentes son menos electronegativos que los halógenos y el oxígeno, los pares solitarios ocuparán un orbital s de no enlace y el par enlazado estará en orbitales p formando ángulos de 90°

34 Enlace Covalente Sintesis de las reglas de TRPECV 1. Las geometrías ideales son: Número de coordinación 2lineal Número de coordinación 3trigonal planar Número de coordinación 4tetraédrica Número de coordinación 5trigonal bipiramide Número de coordinación 6octaédrica 2. Las repulsiones varían: PS-PS > PS-PE > PE-PE 2.1 Cuando hay pares solitarios los ángulos son menores a los de las geometrías ideales. 2.2 Los pares solitarios seleccionan el sitio más grande en TBP ecuatorial 2.3 Si todos los sitios son iguales, los pares solitarios estarán en posición trans 3. Los enlaces dobles ocupan más espacio que los enlaces sencillos. 4. Pares enlazados en que el sustituyente es electronegativo ocupa un menor espacio que los que el sustituyente es electropositivo


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