EL ENLACE COVALENTE IES ANTIGUA SEXI 1. 3. Enlace covalente Es el resultado de compartir un par (o más) de electrones por dos o más átomos. Dos átomos.

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1 EL ENLACE COVALENTE IES ANTIGUA SEXI 1

2 3. Enlace covalente Es el resultado de compartir un par (o más) de electrones por dos o más átomos. Dos átomos unidos mediante enlace covalente tienen menos energía que los dos átomos aislados. distancia de enlace La distancia a la que se consigue mayor estabilidad (menor energía) se llama “distancia de enlace”. Al igual que en el enlace iónico, la formación de un enlace covalente va acompañada de un desprendimiento de energía, lo que explica que una molécula sea más estable que los átomos por separado. energía 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). Ejemplo: para romper 1 mol de H 2 (g) en 2 moles de H (g) se precisan 436 kJ,  E enlace (H–H) = + 436 kJ 2

3 Tipos de enlace covalente Enlace covalente “apolar”: es el formado por dos átomos con la misma EN que comparten electrones: Sencillo: H-H, Cl-Cl Doble: O=O Triple: NΞN, Enlace covalente polar: cuando los dos átomos tienen diferentes electronegatividades y se forma un dipolo con una zona positiva y otra negativa: H-Cl, H-O, H-N Enlace covalente coordinado: en el que el par de electrones compartido lo aporta sólo uno de los átomos que lo forman. En este caso la molécula tiene carga eléctrica: NH 4 +, H 3 O +, 3

4 3.1 Teoría de Lewis Se basa en las siguientes hipótesis: Cuando los átomos forman enlaces covalentes, tienden a compartir electrones para conseguir 8 e – en su última capa (regla del octeto). Cada par de e – compartidos forma un enlace. Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo. 4

5 Estructuras de Lewis Regla del octeto: Los átomos se unen compartiendo electrones hasta conseguir completar la última capa con 8 e- (4 pares de e-) es decir conseguir la configuración de gas noble: s 2 p 6 Tipos de pares de electrones: 1- Pares de e- compartidos entre dos átomos (representado con una línea entre los at. unidos) · enlaces sencillos · enlaces dobles · enlaces triples 2- Pares de e- no compartidos (ó par solitario)

6 Estructuras de Lewis ¿ Como se dibujan las estructuras de Lewis ? Contar los electrones de valencia de todos los átomos involucrados. Este número es el total de electrones a representar. Dibujar el átomo central (o los átomos centrales) con sus electrones de valencia alrededor (representados por x o puntos). Dibujar el resto de los átomos alrededor del átomo central, haciendo coincidir un electrón de valencia de este último (del átomo central) con un electrón de valencia del átomo secundario. Contar el número de electrones alrededor de cada átomo. Los átomos H, Li y Be deben estar rodeados por dos electrones (correspondientes a los electrones del enlace) y los demás elementos deben estar rodeados por ocho electrones. Si se cumple el primer caso, entonces se dice que se cumple con la regla del dueto, y si se cumple el segundo caso, se dice que se cumple con la regla del octeto.* Si no se cumplen estas reglas, lea el 5to paso. Si no se cumplen las reglas anteriores (paso 4) entonces tiene que hacerlas calzar. Si le sobran electrones, rompa algunos enlaces y si le faltan forme nuevos enlaces hasta que se cumplan las reglas. Ejemplo 1: CH 4 C: 1s 2 2s 2 p 2  4e- H: 1s 1  1e- x4= 4e- 1)

7 Estructuras de Lewis Ejemplo 2: SiO 4 -4 Si: 3s 2 p 2  4e- O: 2s 2 p 4  6e-x4 = 24 + 4 cargas neg. 2) 1) Ejemplo 3: SO 2 S: 3s 2 p 4  6e- O: 2s 2 p 4  6e-x2 = 12 1) 2)

8 Enlace covalente coordinado o dativo Cuando el par de electrones compartidos pertenece sólo a uno de los átomos se presenta un enlace covalente coordinado o dativo. El átomo que aporta el par de electrones se llama donador (siempre el menos electronegativo) y el que los recibe receptor o aceptor (siempre el más electronegativo)

9 Enlace de átomos de azufre (S) y oxígeno (O) Molécula de SO: enlace covalente doble Molécula de SO 2 : enlace covalente doble y un enlace covalente coordinado o dativo :S ═ O: ˙ S ═ O: ˙ :O ← ˙ Molécula de SO 3 : enlace covalente doble y dos enlaces covalentes coordinado o dativo S ═ O: ˙ :O ← ˙ ↓ :O: ˙

10 Enlace covalente coordinado o dativo + + +

11 Teoría del enlace de valencia (E.V.) Se basa en la suposición de que los enlaces covalentes se producen por solapamiento (superposición) de los orbitales atómicos de distintos átomos y emparejamiento de los e – de orbitales semiocupados. Así, 2 átomos de H (1s 1 ) tienen cada uno 1 e – desapareado en un orbital “s” y formarían un orbital molecular en donde alojarían los 2 e –. covalencia Se llama “covalencia” al nº de e – desapareados y por tanto al nº de enlaces que un átomo forma. 11

12 Enlace covalente simple. Se produce un único solapamiento de orbitales atómicos. Es frontal y se llama “σ” (sigma). Puede ser: a) Entre dos orbitales “s” b) Entre un orbital “s” y uno “p” c) Entre dos orbitales “p”. 12 © Grupo ANAYA S.A. Química 2º Bachillerato

13 Enlace covalente múltiple. Se producen dos o tres solapamientos de orbitales atómicos entre dos átomos. Siempre hay un enlace frontal “σ” (sólo 1). Si en enlace es doble, el segundo solapamiento es lateral “π” (pi). Si el enlace es triple, existe un solapa- miento “σ” y dos “π”. 13 © Grupo ANAYA S.A. Química 2º Bachillerato

14 Propiedades de los compuestos covalentes Sólidos covalentes Sólidos covalentes: Los enlaces se dan a lo largo de todo el cristal. Gran dureza y P.F alto. Son sólidos. Insolubles en todo tipo de disolvente. Malos conductores. El grafito que forma estructura por capas le hace más blando y conductor. Sust. moleculares Sust. moleculares: Están formados por moléculas aisladas. P.F. y P. E. bajos (gases). Son blandos. Solubles en disolventes moleculares. Malos conductores. Las sustancias polares son solubles en disolventes polares y tienen mayores P.F y P.E. 14

15 15 DiamanteGrafito