El enlace covalente IES ANTIGUA SEXI

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. 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. 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 H2 (g) en 2 moles de H (g) se precisan 436 kJ,  Eenlace(H–H) = + 436 kJ

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: NH4+, H3O+,

3.1 Teoría de Lewis Se basa en las siguientes hipótesis:   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.  

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: s2p6 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)

¿Como se dibujan las estructuras de Lewis? 0- Se calcula el número de total de electrones que precisan todos los átomos para alcanzar la estructura de gas noble. (n) 1- Se suman los e- de valencia de los átomos presentes en la molécula. 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. (v) 2- Obtenemos el número de electrones compartidos (c), c = n – v. Los pares de electrones compartidos serán los enlaces que hay que dibujar. 3. Determinamos los electrones libres o solitarios, no compartidos, restando v y c. 4- Se dibuja una estructura esquemática con los símbolos atómicos unidos mediante enlaces sencillos. Hay que interpretar bien cuál es el átomo central. Ejemplo 1: CH4 n = 8 (C) + 2(H)x4 = 16 v = 8 e- c = 8 e-, 4 pares No hay e- solitarios 1) C: 1s22s2p2  4e- de valencia H: 1s1  1e- x4= 4e- de valencia 2)

Estructuras de Lewis Ejemplo 3: SiO4-4 1) 2) Ejemplo 4: SO2 1) 2) Si: 3s2p2  4e- O: 2s2p4  6e-x4 = 24e- + 4 cargas neg. 2) 1) n = 40 e- para cumplir la regla del octeto v = 32 e- de valencia c = 8 e- compartidos 24 e- no compartidos Ejemplo 4: SO2 S: 3s2p4  6e- O: 2s2p4  6e-x2 = 12 n =24 e- para cumplir la regla del octeto v = 18 e- de valencia c = 6 e- compartidos 12 e- no compartidos 1) 2)

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)

Enlace de átomos de azufre (S) y oxígeno (O) Molécula de SO: enlace covalente doble :S ═ O: ˙ ˙ Molécula de SO2: enlace covalente doble y un enlace covalente coordinado o dativo ˙ ˙ S ═ O: :O ← S ═ O: ˙ ˙ :O ← ↓ :O: Molécula de SO3: enlace covalente doble y dos enlaces covalentes coordinado o dativo

Enlace covalente coordinado o dativo +

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 (1s1) tienen cada uno 1 e– desapareado en un orbital “s” y formarían un orbital molecular en donde alojarían los 2 e–. Se llama “covalencia” al nº de e– desapareados y por tanto al nº de enlaces que un átomo forma.

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”. © Grupo ANAYA S.A. Química 2º Bachillerato

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”. © Grupo ANAYA S.A. Química 2º Bachillerato

Propiedades de los compuestos 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: 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.

Diamante Grafito