Enlace covalente.

Presentación del tema: "Enlace covalente."— Transcripción de la presentación:

1 Enlace covalente

2 covalentes

3 Indicar la forma y ángulos de enlace de moléculas en que el átomo central tenga hasta cuatro pares de electrones) y la posible polaridad (basándose en su geometría y las polaridades de sus enlaces) de moléculas sencillas aplicando estructuras de Lewis y la teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia de los átomos (moléculas con enlaces sencillos, dobles y triples : Aplicar la TEV (Teoría del enlace de valencia) para explicar la geometría de las moléculas, utilizando los esquemas de hibridación.

4 Tema 1. Química del carbono: estructura y definiciones.
Enlaces y moléculas Enlace iónico-enlace covalente IÓNICO COVALENTE COVALENTE POLAR

5 OJO!! empezar escribiendo la configuración y no fiarse de la memoria
ENLACE COVALENTE: se origina cuando se unen no metales entre sí. Los átomos comparten pares de electrones (1 par compartido, enlace sencillo, dos pares, enlace doble y tres pares enlace triple. Se llama enlace covalente coordinado si el par de electrones compartido procede del mismo átomo y no un electrón de cada átomo. Caso NH4+ Estructura de Lewis: alrededor del átomo central se representan con puntos los electrones de valencia (los de la última capa, ej N: 1s2 2s2 2p3 5 electrones de valencia. ´ Covalencia: nº de enlaces covalentes que puede formar un elemento. Caso del nitrógeno la covalencia será 3 puesto que tiene 5 electrones de valencia deberá formar 3 enlaces para llegar a 8. análogo cov de H= 1; de C=4 de O=2, etc. Salvo el C (diamante, grafito) o SiO2 que forman redes atómicas donde los enlaces son muy fuertes (covalentes), los compuestos covalentes FORMAN MOLÉCULAS. Las moléculas se unen entre sí por FUERZAS DE VAN DER WAALS que son debidas a la fuerza de atracción entre dpolos instantáneos que se forman en las moléculas. ENLACE DE HIDRÓGENO o puente de hidrógeno (si hay un H unido directamente a F, N, O) son más fuertes que las fuerzas de van der Waals por eso estos compuestos tienen p. de f. y eb. Anormalmente altos (ojo pero nunca como un iónico o covalente) y se disuelven en agua (puentes de hidrógeno con el agua); (también con el amoniaco). OJO!! empezar escribiendo la configuración y no fiarse de la memoria

6 Tema 1. Química del carbono: estructura y definiciones.
Tema 1. Estructura y propiedades CAPA DE VALENCIA CAPA DE VALENCIA DE LOS 18 PRIMEROS ELEMENTOS

7 H2, Cl2, H2O, NH3, HCl, CCl4, CH4, C2H6, BeCl2, BF3, excepciones a la regla de Lewis CH4O, O2, SO2, CO2, C2H4 , CH2O, CH2O2 , CO3 2- , NO3- , dobles enlaces N2 , HCN, C2H2 triples enlaces H3O+ , NH4+ enlace covalente coordinado o dativo

8 enlace Regla de Lewis: en la formación de un enlace, los átomos tienden a ceder, ganar o compartir electrones hasta que adquieren configuración de gas noble: ns2 np6 (1s2 en el caso del H; también Li, Be) Excepción

9 Representar los electrones de valencia H2, Cl2 HCl O2 N2
( Representar los electrones de valencia H2, Cl2 HCl O2 N2 lineales BeCl2 CO2 HCN C2H2 Dos ZONAS de electrones enlazados: Molécula lineal

10 Tema 1. Química del carbono: estructura y definiciones.
Tema 1. Estructura y propiedades Tres zonas de electrones enlazantes: Molécula triangular plana BF3 H3O+ CH2O CO32- SO2 C2H4 NO3-

11 Tema 1. Química del carbono: estructura y definiciones.
Tema 1. Estructura y propiedades Una estructura de resonancia es una de las dos o más estructuras de lewis para una sola molécula que no se puede representar con precisión mediante una sola estructura de Lewis. Entre ellas se suele dibujar una doble flecha que indica que dichas estructuras son estructuras resonantes Experimentalmente se observa que todos los enlaces tienen la misma longitud Se sabe que los enlaces dobles entre dos átomos son más cortos que los enlaces sencillos entre esos mismos átomos. CO32- NO3-

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13 CH2O2 C2H6 CH4O

14 Tema 1. Química del carbono: estructura y definiciones.
Tema 1. Estructura y propiedades Cuatro pares de electrones: Molécula piramidal Tres enlazados Molécula angular Dos enlazados Molécula tetraédrica Cuatro enlazados CH4 CCl4 NH4+ Metano (109,4º) Amoniaco (107,3º) Agua (104,5º) < < Enlazado- Enlazado No enlazado- Enlazado No enlazado- No enlazado Repulsión entre pares de electrones

15 Tema 1. Química del carbono: estructura y definiciones.
Tema 1. Estructura y propiedades Polaridad de los enlaces y las moléculas Enlace covalente polar.

16 Enlace covalente coordinado.
Tema 1. Química del carbono: estructura y definiciones. Enlace covalente coordinado. Se forma cuando uno de los átomos pone los 2 e– y el otro ninguno. Se representa con una flecha “” que parte del átomo que aporta la pareja de e– . Ejemplo: ·· ·· Hx ·O ·x H + H+  H–O–H  H3O ··  H +

17 Enlace covalente coordinado o dativo
El par de electrones lo aporta el mismo átomo Enlace covalente coordinado o dativo Ion amonio NH4+

18 Teoría del enlace de valencia

19 Teoría del enlace de valencia
En la TEV, un enlace covalente sencillo entre dos átomos puede formarse por solapamiento de dos orbitales atómicos que tengan electrones desapareados y con spines antiparalelos (enlace covalente ordinario) - Por solapamiento de un orbital con dos electrones y otro orbital vacío (enlace coordinado o dativo) - En la formación de un enlace sencillo, el solapamiento de los orbitales es frontal y supone la formación de un enlace σ. - La formación de un enlace múltiple supone el solapamiento simultáneo de dos o tres orbitales atómicos de un átomo con otros tantos de un segundo átomo. En este caso, se forma un enlace σ y uno o dos enlaces π, este último por solapamiento lateral de los orbitales atómicos de los dos átomos.

20 Un átomo puede promocionar electrones a un orbital próximo en energías, esto es, del mismo nivel electrónico, para desaparearlos y así poder formar enlaces. El gasto energético que supone la promoción se compensa con la formación de los enlaces. La hibridación de los orbitales atómicos de un átomo consiste en su combinación para originar el mismo número de orbitales híbridos que orbitales atómicos iniciales. Estos orbitales híbridos obtenidos son iguales en energía y forma, y se solapan fácilmente con los orbitales de otro átomo formando enlaces muy fuertes.

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31 Propiedades de las sustancias covalentes moleculares
En función del momento dipolar de la molécula Solubilidad (Lo semejante disuelve a lo semejante) En función de la intensidad de las fuerzas intermoleculares Temperaturas de fusión y ebullición

32 Se comprobará la utilización de los enlaces intermoleculares para predecir si una sustancia molecular tiene temperaturas de fusión y de ebullición altas o bajas y si es o no soluble en agua. Utilizando la fortaleza de las fuerzas de Van der Waals y la capacidad de formar enlaces de hidrógeno justifica la diferencia de puntos de ebullición y fusión de las sustancias: F2 /Cl2 /Br2 /I2; HF/HCl/HBr/HI y compuestos similares con los elementos de los grupos15y 16. CH3OCH3/CH3CH2OH ; CH2O/C2H6; CH3CH2COOH/CH3COOCH3; (CH3)3N/CH3CH2CH2NH2 y justifica la diferencia de solubilidad en agua de dos sustancias sencillas:NH3/BF3;CH3CH2COOH/CH3COOCH3; CH3COOH/C4H10; CH3CH2CH2OH/CH3CH2OCH3

33 Fuerzas intermoleculares
Fuerzas de dispersión Enlace de hidrógeno Atracción dipolo-dipolo

34 Propiedades de las sustancias covalentes
Por tanto, en las sustancias covalentes podemos distinguir: Gases, como O2, H2, N2, CO2. Los átomos en cada molécula están unidos por enlaces covalentes, pero entre ellas las fuerzas de unión son muy débiles; las moléculas están dispersas y, por tanto, forman sustancias gaseosas. Líquidos, como el H2O. Las fuerzas de unión entre las moléculas de agua son más intensas. Las moléculas permanecen en contacto, aunque con libertad para deslizarse unas sobre otras. Por tanto, esta sustancia, agua, es líquida. Sólidos, como el yodo, el diamante o el óxido de silicio (cuarzo). Estos dos últimos son muy duros, mucho más que los sólidos iónicos, y con altos puntos de fusión y ebullición. En el diamante, cada átomo de carbono se une con otros cuatro, formando una red cristalina covalente.

35 Se comprobará la utilización de los enlaces intermoleculares para predecir si una sustancia molecular tiene temperaturas de fusión y de ebullición altas o bajas y si es o no soluble en agua. Utilizando la fortaleza de las fuerzas de Van der Waals y la capacidad de formar enlaces de hidrógeno justifica la diferencia de puntos de ebullición y fusión de las sustancias: F2/Cl2/Br2/I2 ; HF/HCl/HBr/HI y compuestos similares con los elementos de los grupos 15 y 16; CH3OCH3/CH3CH2OH; CH2O/C2H6; CH3CH2COOH/CH3COOCH3; (CH3)3N/CH3CH2CH2NH2;

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37 Se necesitan 431 kJ/mol para romper el enlace covalente entre los átomos de H y de Cl átomos en la molécula de HCl   En cambio sólo se requieren 16 kJ/mol para vencer la atracción intermolecular entre las moléculas de HCl en estado líquido, es decir la energía necesaria para vaporizar la muestra Cuando una sustancia molecular cambia de estado, los átomos dentro de la molécula permanecen sin cambio La temperatura a la cual un líquido hierve refleja la cantidad de energía cinética que se requiere para vencer las fuerzas atractivas intermoleculares, esto también se aplica al caso de los sólidos pero cuando hablamos del punto de fusión de una sustancia.  Entonces, se puede decir que la fortaleza de las interacciones moleculares determina las propiedades de físicas de una sustancia

38 B. Los valores de los puntos de ebullición normales de los compuestos HF y HCl son 292,6 y 188,1 K, respectivamente. Explique la diferencia observada en estos valores de los puntos de ebullición normales. (1,0 punto) Propiedad física H2O H2S Punto de ebullición normal (ºC) 100 -60,7 Punto de fusión normal (ºC) 0,00 -85,5

39 ESTRUCTURA DEL GRAFITO

40 Compuestos covalentes atómicos.
Tema 1. Química del carbono: estructura y definiciones. Compuestos covalentes atómicos. Forman enlaces covalentes simples en dos o tres dimensiones del espacio con átomos distintos. Ejemplos: SiO2, C (diamante), C (grafito) ESTRUCTURA DEL GRAFITO

41 y justifica la diferencia de solubilidad en agua de dos sustancias sencillas:
NH3 / BF3 CH3CH2COOH / CH3COOCH3 CH3COOH / C4H10 CH3CH2CH2OH / CH3CH2OCH3 Más solubles ya que pueden formar enlaces de hidrógeno con las moléculas del agua ¿Nombrar? ¿formular?

42 Estas prácticas de laboratorio ya no son obligatorias pero las dejo porque no está de mas leerlas por si caen como teoría aunque no lo creo También se evaluará la realización e interpretación de experiencias de laboratorio donde se estudien propiedades como la solubilidad de diferentes sustancias en disolventes polares y no polares, así como la conductividad de sustancias (puras o de sus disoluciones acuosas), interpretando la solubilidad de sustancias como el permanganato de potasio, yodo, grafito y cobre en agua y en un disolvente orgánico (como tolueno, tetracloruro de carbono, ciclohexano) y diseñando un experimento que permita comprobar la conductividad de las sustancias anteriores.

43 Lo semejante disuelve a lo semejante
Es decir, las sustancias polares se disuelven bien en disolventes polares y las sustancias no-polares en disolventes no-polares

44 El yodo se disuelve en tolueno, pero no en agua
(esto se debe a que el yodo es covalente apolar y el tolueno también- disolvente orgánico); El permanganato de potasio se disuelve en agua pero no en tolueno (porque el permanganato es una sal que es un compuesto iónico y se disuelve en disolventes iónicos como el agua). El tolueno es más denso que el agua por eso si se echa agua en la disolución de yodo y tolueno, el agua se queda arriba. Si se añade tolueno en la de permanganato de potasio y agua, el tolueno se queda abajo)

45 i. En un tubo de ensayo se colocan unos cristales de I2(s) y se añaden 5 mL de agua ¿Qué observará? Justifique la observación realizada. (0,5 puntos) ii. A continuación se añaden, en el mismo tubo, 5 mL de un disolvente orgánico no polar, se agita la mezcla y se deja reposar hasta que se separen dos fases. Indique y justifique la coloración que presenta cada una de las fases. (0,5 puntos) FG Junio En un tubo de ensayo se colocan unos cristales de KMnO4(s) y se añaden 5 mL de un disolvente orgánico no polar. Indique y justifique la observación realizada. A continuación se añaden en el mismo tubo 5 mL de agua, se agita la mezcla y se deja reposar hasta que se separen dos fases. Indique y justifique la coloración que presenta cada una de las fases. i. Al añadir agua sobre cristales de I2(s) se observará una coloración muy débil en la fase acuosa (0,25 puntos). Esto es debido a que el I2(s) es un sólido no polar y, por tanto, muy poco soluble en un disolvente polar como el agua (0,25 puntos) ii. Una de las fases, la orgánica, estará fuertemente coloreada de violeta oscuro (0,25 puntos). La otra fase, la acuosa, estará como la fase inicial. El I2(s) es un sólido no polar soluble en disolventes no polares. (0,25 puntos). Al añadir un disolvente orgánico no polar (tolueno) sobre los cristales de KMnO4(s) no se apreciarán cambios significativos (0,25 puntos). El KMnO4(s) es un compuesto iónico (polar) que no se disuelve de manera apreciable en un disolvente no polar como el tolueno (0,25 puntos). Al añadir agua, agitar y dejar reposar, se observarán dos fases: una orgánica (tolueno) no coloreada, y otra fase acuosa, fuertemente coloreada (violeta intenso) (0,25 puntos). El KMnO4 (polar) se disuelve en extensión apreciable en un disolvente polar como el agua (0,25 puntos).

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47 B. Las moléculas de CCl4 y de CHCl3 presentan geometría molecular tetraédrica. Sin embargo, el CHCl3 es diez veces más soluble en agua que el CCl4. Explique la diferencia de solubilidad en agua de las dos sustancias. (1,0 punto) B. Los valores de los puntos de ebullición normales del Cl2 y del I2 son 239 y 457 K, respectivamente. Explique la diferencia observada en estos valores de los puntos de ebullición normales. (1,0 punto)