ENLACE COVALENTE Dos átomos unidos mediante enlace covalente tienen menos energía que los dos átomos aislados. Al igual que en el enlace iónico la formación.

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1 ENLACE COVALENTE Dos átomos unidos mediante enlace covalente tienen menos energía que los dos átomos aislados. Al igual que en el enlace iónico la formación de un enlace covalente va acompañada de un desprendimiento de energía. Se da entre elementos de electronegatividad parecida y muy alta. (no metálicos entre sí o con el hidrógeno). Se produce una compartición de electrones, para adquirir configuración electrónica de gas noble. El enlace covalente es direccional y más fuerte que el iónico Se llama energía de enlace a la energía necesaria para romper 1 mol de un determinado tipo de enlace. Es siempre endotérmica (positiva). La distancia a la que se consigue mayor estabilidad se llama “distancia de enlace”.

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3 EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO
Número impar de electrones (Radicales libres) Octeto incompleto Octeto expandido

4 CLASIFICACIÓN DE LOS ENLACES COVALENTES
Según el numero de electrones compartidos: Enlace covalente simple Enlace covalente doble Enlace covalente triple H O N A medida que se comparten más pares de electrones, la distancia entre los átomos será menor y el enlace más fuerte (será necesaria una mayor energía de disociación para romperlo)

5 H Cl Atendiendo a cómo están compartidos los electrones
Enlace covalente puro o apolar (misma electronegatividad) Enlace covalente polar (diferente electronegatividad) H Cl Momento dipolar

6 (Lewis) X Y Se sustituye la línea por una flecha X (Dador) Y (Aceptor)
Enlace covalente dativo o coordinado (un átomo aporta el par electrónico y el otro orbitales vacios) Se denominan complejos. Tipos de enlaces covalentes simples: Se sustituye la línea por una flecha X (Dador) Y (Aceptor) (Lewis) X Y

7 PARÁMETROS MOLECULARES
Energía de enlace o Entalpía de enlace Se llama energía de enlace a la energía necesaria para romper 1 mol de un determinado tipo de enlace. Es siempre endotérmica (positiva) pues siempre es necesario aportar energía para romper un enlace. Se obtiene experimentalmente con las energías de disociación. A mayor energía de enlace mayor estabilidad. Coincide con la energía que se desprende cuando se forma un enlace entre dos átomos en estado gaseoso y fundamental. Longitud de enlace o distancia de enlace Distancia en línea recta, entre los núcleos de los dos átomos enlazados. Distancia de equilibrio para el valor de la energía de enlace. Ángulo de enlace Angulo formado entre dos enlaces que contienen un átomo en común Son valores promedios dado que los átomos vibran y giran, alargando y acortando la distancia de enlace , y variando el ángulo de enlace; además están influenciados por la presencia de otros átomos enlazados que afecten a la forma y distribución de las nubes electrónicas

8 Polaridad de los enlaces
El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado con la diferencia de electronegatividad de los átomos unidos, se produce para diferencias superiores a 0,4 Existe una distribución asimétrica de los electrones (átomos cargados positivamente y otros negativamente), el enlace posee un polo positivo y uno negativo, se crea un dipolo. El más electronegativo atrae la nube electrónica del enlace, provocando sobre él un exceso de densidad electrónica. Cada enlace tiene un momento dipolar  (magnitud vectorial que depende la diferencia de  entre los átomos cuya dirección es la línea que une ambos átomos y cuyo sentido va del menos electronegativo al más electronegativo). 

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10 Podemos considerar la existencia en el enlace covalente de un cierto carácter iónico, o de un único enlace generalizado de tipo iónico covalente, siendo casos extremos los enlaces puros iónicos y covalentes. Calculando la densidad de carga “q” sobre cada átomo conocemos el porcentaje de carácter iónico del enlace covalente.  = q d0 d0- distancia de enlace q – cantidad carga distribuida asimétricamente en el enlace

11 Carácter de los enlaces

12 Triángulo de van Arkel-Ketelaar MEZCLAS DE DOS O TRES CONTRIBUCIONES
ENLACE IÓNICO ∆χ ENLACE COVALENTE ENLACE METÁLICO ∑χ∕2

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14 Polaridad de las moléculas
La existencia de más de un enlace en una molécula, hace que no siempre coincida la polaridad del enlace y la de ésta. Sólo en el caso de moléculas diatómicas. Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas: 1- La polaridad de los enlaces de la molécula. 2- La geometría molecular Calculando el momento dipolar resultante D (combinación vectorial de los momentos dipolares de cada enlace según la geometría de la molécula), obtenemos la polaridad total.

15 Moléculas polares. Tienen   no nulo:
Las moléculas covalentes se clasifican en: Moléculas polares. Tienen   no nulo: Moléculas con un sólo enlace covalente. Ej: HCl. Moléculas angulares, piramidales, .... Ej: H2O, NH3. Moléculas apolares. Tienen   nulo: Moléculas con enlaces apolares. Ej: H2, Cl2. Moléculas   = 0. Ej: CH4, CO2. CO2 Cada dipolo C-O se anula porque la molécula es lineal y simétrica

16 H2O Como conclusión para los enlaces covalentes:   nulo
Los dipolos H-O no se anulan porque la molécula no es lineal. H2O Como conclusión para los enlaces covalentes:   nulo Simetría Molécula APOLAR Polares   no nulo Sin simetría Molécula POLAR Apolar Molécula APOLAR

17 Polaridad de las Moléculas
Si hay pares de no enlace la molécula es polar. Si los pares de e- son de enlace, la molécula es no polar. Cuando los pares están distribuidos simétricamente alrededor del átomo central.

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