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

Enlace Covalente• Existe una teoría que nos permite explicar el enlace y que se

denomina Teoría de Orbitales Moleculares (OM), la cual nos explica:

• Cuando dos átomos se aproximan, sus orbitales atómicos se mezclan. Los electrones ya no pertenecen a cada átomo sino a la molécula en su conjunto

• La combinación de dichos orbitales se realiza mediante una operacion matemática que implican la combinación lineal de los orbitales atómicos

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.

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• Una forma mas general es:

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

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• 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)

Enlace Covalente• En el caso del enlace sencillo también se puede designar como

enlace • Con los enlaces doble y triple ademas de presentar un enlace

presentan uno dos enlaces respectivamente

• Los cuales se definen:• Enlace sigma: el solapamiento entre los orbítales

atómicos donde se sitúa la máxima densidad electrónica en el eje que une los dos núcleos. Simetría cilíndrica

• Enlace pi: el solapamiento entre los orbítales atómicos sitúa la máxima densidad electrónica por encima y debajo del plano que contiene los núcleos

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• Una forma grafica de mostrar los dos tipos de enlace es:

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• La teoría de OM se aplica de manera muy adecuada para moleculas pequeñas sin embargo para moléculas mas complejas este sistema se vuelve muy complicado, en el caso de moléculas mas complejas se emplean los modelos de Lewis y Langmuir

• Lewis y Langmuir desarrollaron una teoría de enlace con base en electrones compartidos.

• El modelo emplea reglas empíricas simples como la regla del octeto y las estructuras de Lewis.

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• Antes de ver el concepto de Estructurade lewis es importante comprender el concepto de valencia, el cual se define como:• la capacidad de un elemento para combinarse con otro

• Ejemplos a este concepto son:

• El nitrógeno presenta 5 valencias N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5

• Mientras que en el caso de magnesio presenta solo una MgH2

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• Teoría de Lewis • Los electrones de la capa más externa (de valencia) se

transfieren (iónico) o se comparten (covalente) de modo que los átomos adquieren una configuración electrónica 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 representarse con una línea y si hay dobles o triples enlaces se representan con dos o tres líneas.

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• Símbolos de Lewis • Un símbolo de Lewis representa el núcleo y los

electrones internos de un átomo.• Los puntos alrededor del símbolo representan a los

electrones de de valencia.

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• Las estructuras de Lewis no explican • La forma o la geometría de una molécula.• La información de los orbitales donde

proceden los electrones o de donde se alojan definitivamente estos. Basta con contar los electrones de valencia y distribuirlos correctamente alrededor del átomo.

• Por ejemplo no explica la diferencia para estos compuestos de azufre

S O

O

O

OS

O

OS O

O

O

Enlace Covalente• Reglas para las estructuras de Lewis

• El H sólo puede adquirir 2e. Los elementos del 2º período: 8e y lo del 3ª y siguiente pueden ampliar el octeto.

• Escribir una fórmula con el elemento menos electronegativo en el centro, enlazado por enlaces sigma a los átomos periféricos.

• Si la molécula es iónica sumar o restar su carga.• Para que se cumpla la regla del octecto: sumar los

electrones de valencia más los electrones compartidos.

• Asignar pares solitarios preferentemente a los átomos periféricos.

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• Uno de los conceptos mas importantes dentro de las estructuras de Lewis es el concepto de:• Carga formal (CF):

CF = (Electrones de valencia) - 1/2(electrones compartidos) – (electrones no enlazados)

Enlace CovalenteCarga formal del HNO3

Estructura Átomo e- valencia ½ e- enlazados e- no enlazados Carga formal

N N 5 4 0 +1

O- O 6 1 6 -1

O= O 6 2 4 0

-OH O 6 2 4 0

O N O H

O

+1

-1

N OHO

O

Número de oxidación N= 5+

HNO3

1+ -2

(3*2-) + (1+) = 5+

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H O N O

O

Ordenamiento

H O N O

O

Fórmula de Lewis

N

O

O

OH

Geometría

HO N O

O

HO N O

O

Enlace Covlaente

2s 2p

O

N OHO

O

N OHO

OO O {

Hibridación sp2

Trigonal planar

Ácido Nítrico

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• Regla del octeto

Establece que al formarse un enlace químico los átomos adqueren, pierden 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)

Enlace Covalente

1. Para la mayoría de las moléculas hay un máximo de 8 electrones de 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.

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El enlace covalente se forma cuando los átomos se unen compartiendo e- de la capa de valencia.

H 1s1 H H:HLi [He]2s1 LiBe [He]2s2 BeB [He]2s22p1 BC [He]2s22p2 C…F [He]2s22p5 F F:FNe [He]2s22p6 Ne

• Dentro del concepto de octeto podemos distinguir• Par electrónico de enlace: aquel que es

compartido por dos átomos y que por tanto contribuye de modo eficaz al enlace.

• Par solitario: aquel que pertenece exclusivamente a un átomo. No contribuye al enlace pero es crucial a la hora de determinar las estructuras moleculares.

Enlace Covalente

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• Enlaces covalentes múltiples

Molécula N2Molécula CO2

• Orden de enlace: número de pares de e- que

contribuyen al enlace entre dos átomos.

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M o le cu la s co n n ú m e rode e le ctro n e s im pa re s

O cte toI n co m p le to

O cte toe xpa n d ido

E xce pc io n e s a laR e g la de l O cte to

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• Algunos ejemplos a la excepción al Octeto son:• Moléculas deficientes de electrones (octeto incompleto )

• Moleculas hipervalentes (expansión del octeto)

Enlace Covalente• Estructuras resonantes

• De manera común se define como resonancia a la “deslocalización de los pares electrónicos dentro de una molécula,” sin embargo en los compuestos inorgánicos se puede entender como:

• La existencia de dos o mas estructuras equivalentes que presentan la misma energía.

• Estas estructuras solo se diferencian por la posición del doble enlace.

• La fusión de las estructuras es precisamente es lo que se denomina resonancia y en el caso de presentar alguna de las estructuras de Lewis se denomina como híbrido de resonancia

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• 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

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• 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

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• Geometrias permitidas de acuerdo a la TRPECV

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• 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

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-par enlazado

2. Cuando hay pares solitarios, el ángulo de enlace es menor que el predicho por la regla 1.

3. 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.

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• Ejemplos a las reglas

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Si el átomo central pertenece a un elemento del tercer periodo 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°

Enlace Covalente• Sintesis de las reglas de TRPECV1. Las geometrías ideales son:

Número de coordinación 2 lineal

Número de coordinación 3 trigonal planar

Número de coordinación 4 tetraédrica

Número de coordinación 5 trigonal bipiramide

Número de coordinación 6 octaédrica

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