T6 Enlace covalente

1.- Conceptos generales

Enlace químico: Son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos, los iones o las moléculas que forman las sustancias químicas (elementos y compuestos) de manera estable.
Enlace y energía: Los átomos se unen para formar agrupaciones de mayor estabilidad y menor energía que la que tenía el átomo por separado.
Cuando se juntan dos átomos se dan fuerzas de atracción y repulsión formando la curva de variación de energía.
Se desprende la energía del enlace al formarse una agrupación estable.
La distancia del enlace es la de menor energía y mayor estabilidad.

Tipos de enlace:
· Los átomos se unen mediante enlace covalente: Se da entre elementos muy electronegativos (no metales) por compartición de electrones.

- Es el más intenso à se comparte masa electrónica
- Los electrones compartidos están en un espacio denominado orbital molecular.
· Los electrones compartidos son los electrones desapareados que tenga ese átomo (valencia covalente). Pero hay un caso en el no se produce así
· Los iones mediante enlace iónico
· Las moléculas se unen mediante fuerzas intermoleculares: Dispersión y dipolo-dipolo.- Enlace de hidrógeno: Es un caso especial de las atracciones dipolo-dipolo. El hidrógeno unido a átomos muy electronegativos y de pequeño tamaño (F, O, N) están muy polarizados positivamente. Forman enlaces extraordinariamente fuertes con otras moléculas igualmente polarizadas.
Enlace covalente coordinado: Enlace en el que el par de electrones compartido es aportado totalmente por uno de los dos átomos enlazados.
Ejemplos:
Ion hidronio: H3O+ H+ + H2O


2.-Estructura de Lewis

Esquema donde se representan los enlaces que se forman entre los distintos átomos. Se basa en que se comparten electrones en parejas o dobletes cada par es un enlace. Esos electrones son electrones de valencia, los más externos y cada par de electrones se representa con guiones y los electrones con puntos. No se adquiere configuración electrónica de gas noble.


3.-Estructuras de resonancia

En bastantes casos es posible más de una estructura de Lewis para una misma molécula o ion, por lo que representar una sola de las estructuras no sería adecuado y se prefiere considerar que la molécula es una mezcla de todas.

Se llama hibrido de resonancia a la mezcla de estructuras y se llama formas o estructuras de resonancia a cada una de ellas. La resonancia no es un cambio alternativo sino una mezcla de estructuras.

En el ejemplo concreto del Benceno sus estructuras de resonancia y su híbrido ya fueron propuestas por Kekulé:







4.-Tautomería

Se denomina así a un tipo de isomería de función (aquella en la que ambos elementos poseen idéntica fórmula molecular pero sus funciones químicas son diferentes) en la que un átomo se desplaza de un lado a otro de la molécula provocando así cambios en su comportamiento. Es muy corriente encontrarla en moléculas orgánicas.

Se diferencia con la resonancia en que esta, sí que provoca cambios en las funciones mientras que los híbridos de resonancia son el mismo elemento representado de distintas maneras.

Algunos ejemplos de tautomerías son la Tautomería ceto-enólica y la Tautomería imina-enamina.




Parámetros de enlace o moleculares. Relación con la polaridad

Entre los parámetros del Enlace Covalente figuran:

- Entalpía de enlace: es la variación de entalpía cuando un enlace se disocia. Es siempre positiva y da idea de la fortaleza del enlace.
Las energías o entalpías de enlace promedio recogen justamente la media aritmética de los valores hallados en diversas moléculas. Este concepto se utiliza debido a que a menudo para hallar la energía de promedio entre dos átomos se debe de tener en cuenta a los átomos vecinos.

- Longitud de enlace: Es la distancia entre los núcleos de los átomos enlazados. Depende del tamaño del átomo y la fuerza del enlace. La de los enlaces simples es mayor que la de los dobles y esta a su vez mayor que la de los triples.

- Ángulo de enlace: Solo tiene sentido en moléculas de más de dos átomos y depende de la cantidad de enlaces formados y de la polaridad de estos

- Orden de enlace: es el número de pares de elctrones que comparten los núcleos de los elementos de la molécula.

- Polaridad de enlace: Se produce cuando las electronegatividades de dos átomos difieren lo que induce cargas eléctricas parciales.
En una molécula biatómica homonuclear ambos átomos poseen la misma electronegatividad por lo que no inducirán cargas. A este enlace se le conoce como enlace covalente puro o no polarizado. En el caso de una molécula heteroatómica, la atracción de los núcleos es diferente lo que produce una distribución desigual de carga electrónica. La separación es mayor cuanto mayor es la electronegatividad. A estos se les denomina enlaces covalentes polarizados.
El carácter polar se mide a partir del momento bipolar y sus unidades son los culombios por metro


5.-Teoría del enlace de valencia (TEV)

Basado en que electrones desapareados se unen en un orbital molecular al aproximar dos átomos que van a formar enlaces covalentes. No todos los electrones en orbitales moleculares. Se da sólo en los electrones de la capa más externa o de valencia.
Se forman tanto orbitales moleculares como atómicos existían para aquellos electrones que forman el enlace. Al partir de dos atómicos, se forman dos moleculares (uno enlazante y otro de antienlazanteà coincidencia con O.M.) Sólo nos fijaremos en el enlazante.
Orbital molecular enlazante à los electrones tienen distinto spín, hay de distintos tipos de orbitales moleculares o enlaces
· Se da cuando los orbitales atómicos se aproximan frontalmente, solapamiento frontal siguiendo el eje internuclear(s con s o s con p)
· Se da cuando los orbitales atómicos se aproximan lateralmente, solapamiento lateral a cada lado de la línea internuclear (p con p o p con d)
Cuando ambos electrones pertenecen a dos orbitales, estos deberán estar apareados, es decir con diferentes spin para cumplir el principio de Pauli.
A partir de la teoría del enlace de valencia se deduce que se podrá formar tantos enlaces como electrones desapareados tenga el átomo(a excepción del enlace covalente dativo)


6.-Hibridación de los orbitales atómicos


v Introducción.

Hay moléculas en las que los resultados experimentales se contradicen con los resultados que obtendríamos aplicando la TEV (lo que hemos visto hasta ahora de ella).

Por ejemplo, el hidruro de berilio (BeH2)
Seguir los pasos de la molécula de berilio según lo visto hasta ahora:













La contradicción con los datos experimentales surge en dos cuestiones:

à los dos enlaces Be-H son iguales en la realidad.

à el ángulo H-Be-H es de 180º.


Para adaptarnos a esto, surge una ampliación a la TEV con la Teoría de la Hibridación. Esta teoría tiene su base en la consideración de que los orbitales atómicos puede evolucionar para formar orbitales híbridos (como si fueran mezcla de los anteriores).
Pueden existir distintos tipos de hibridación (veremos algunas de ellas) que iremos viendo con casos concretos. En cualquier caso, se forman tantos orbitales híbridos como orbitales atómicos se hayan hibridado.


v Hibridación sp.

Casos como BeH2, BeX2, Triples enlaces entre C (como el etino), Tr5iple enlace entre C y N (como los nitrilos).
Vemos dos ejemplos: hidruro de berilio y etino.
BeH2

- Los dos primeros pasos siguen siendo igual
- Los orb. s y p del Be evolucionan para originar dos orbitales híbridos sp (iguales geometricamente y energeticamente) que se disponen a 180º. Proceso se llama hibridación.




la c.e será ahora: Be 1s2 2 (sp)1(sp)1


- Los electrones desapareados del hidrógeno se aparean con los electrones despareados del Be, que están en los orbitales híbridos sp, en sendos orbitales moleculares tipo σ.





- Se forma una molécula de hidruro de berilio con dos hidrógeno unidos cada uno de ellos a un berilio. Tiene geometría lineal.

Recordar que es un modelo, no sentido cuestiones cronológicas
A esta hibridación se la llama hibridación lineal.




C2 H2 (CH≡CH)

-


.Los orb. s y p de cada uno de los C evolucionan para originar dos orbitales híbridos sp (iguales geometricamente y energeticamente) que se disponen a 180º. Proceso se llama hibridación.

la c.e será ahora: C 1s2 2 (sp)1(sp)1py1pz1


- Entre los carbonos aparecen tres enlaces: el primero surge por el apareamiento de los electrones de un orbital sp de cada uno de los carbonos, formando un orbital molecular tipo σ. El segundo y el tercero surge porque se aparean los dos electrones de los orbitales p, formando sendos orbitales moleculares tipo π. Entre cada uno de los hidrógenos con el carbono se forma un enlace tipo σ al aparearse el electrón de cada uno de los H, con el electrón del orbital sp que queda de cada uno de los carbonos


- Se forma una molécula de etino con un hidrógeno unido a cada carbono y un triple enlace entre los carbonos. Tiene geometría lineal.


v Hibridación sp2

Casos como BH3, BX3, dobles enlaces entre C, aromáticos, grafito (estosdos últimos se verán al final)

BH3


-



- Un orbital s y dos orbitales p del B evolucionan para originar tres orbitales híbridos sp2 (iguales geometricamente y energeticamente) que se disponen a 120º. Proceso se llama hibridación.


la c.e será ahora: B 1s2 2 (sp2 )1(sp2)1(sp2 )1 pz1

- Entre el boro y cada uno de los hidrógenos aparece un enlace covalente al aparearse el electrón de cada uno de los H, con el electrón del orbital híbrido del boro en orbitales moleculares tipo σ. .




- Se forma una molécula de borano con 3 hidrógenos unidos al boro. Tiene geometría trigonal plana.


C2 H4 (CH2 =CH2 )

-



-


- Dos orbitales p y el s de cada uno de los C evolucionan para originar 3 orbitales híbridos sp2 (iguales geometricamente y energeticamente) que se disponen a 120º. Proceso se llama hibridación.




la c.e será ahora: C 1s2 2 (sp2)1(sp2)1(sp2)1pz1


- Entre los carbonos aparecen dos enlaces: el primero surge por el apareamiento de los electrones de un orbital sp2 de cada uno de los carbonos, formando un orbital molecular tipo σ. El segundo surge porque se aparean los dos electrones de los orbitales p, formando un orbital molecular tipo π. Entre cada uno de los hidrógenos con el carbono se forma un enlace tipo σ al aparearse el electrón de cada uno de los H, con el electrón del orbital sp2 que queda de cada uno de los carbonos.




- Se forma una molécula de eteno con dos hidrógenos unidos a cada carbono y un doble enlace entre los carbonos. Tiene geometría trigonal plana.

v Hibridación sp3

Casos como CH4, CX4, alcanos, diamannte (este último se verán al final)

CH4








-



la c.e será ahora: C

- Entre el carbono y cada uno de los hidrógenos









- Se forma una molécula de borano con 4 hidrógenos unidos al carbono. Tiene geometría tetraédrica.



7 – Teoría de los orbitales moleculares

1.- ¿En qué consiste?

-Afirma que, en la molécula, cualquier electrón está bajo la influencia de los dos núcleos. Los electrones se sitúan en orbitales moleculares, que es la zona de la molécula en la que es probable que se encuentre un determinado electrón.
-Un orbital molecular es:
-Estos orbitales pueden ser enlazantes ( , con menor energía que los atómicos) o antienlazantes ( , con mayor energía que los atómicos).
-Se pueden resumir en dos grupos, orbitales tipo σ ( se producen por interacción frontal de orbitales atómicos) y tipo π ( se producen por interacción lateral de orbitales atómicos).
2.- Diagramas de energía

Un diagrama energético consiste en la representación esquemática de los orbitales, siguiendo el orden energético de llenado y con indicación de los orbitales atómicos de partida. El orden creciente de energías es:


3.- c.e. de las moléculas

La configuración electrónica molecular consiste en la notación de estos orbitales con indicación del número de electrones en cada uno. Para simplificar suele escribirse los niveles inferiores al de valencia como formados por orbitales atómicos.



4.- Índice de enlace

Es el subíndice que llevan los orbitales σ y π que indica el tipo de orbitales atómicos que los han formado.


5.- Ejemplos
H
c.e:
La configuración característica de los átomos de H es 1s. La combinación de los orbitales 1s de los dos átomos de H proporcionará un orbital σ y otro σ*. La molécula de H tendrá un total de dos electrones (uno de cada átomo) que se dispondrás en el orbital de menor energía. La configuración será:H :(σ ) . La molécula será estable.

Diagrama de energía










He
c.e.
La configuración de los átomos de helio es 1s . La combinación de los orbitales 1s proporcionará un orbital σ y un orbital σ*. La molécula de He tendría un total de cuatro electrones (dos de cada átomo) que se dispondrían dos en el orbital de menor energía ( el σ ) y dos en el de mayor energía ( el σ* ). La configuración sería: He : (σ ) (σ* ). La molécula no existe.Diagrama de energía








O
c.e:
La configuración de los átomos de oxígeno es: O: 1s 2s 2p. Sumando los electrones, la molécula tendrá un total de 16 electrones que, colocados en los orbitales moleculares correspondientes, proporcionan la siguiente c.e: O : (σ ) (σ* ) (σ ) (σ* ) (σ ) (π ) (π ).
Diagrama de energía








8 – Propiedades

1.- Puntos de fusión y ebullición

-En los cristales atómicos, altos puntos de fusión y mayores cuantos más enlaces tengan.
-En las moléculas, depende de las interacciones de Van der Waals que actúen: si éstas son polares, cuanto más polar sea la molécula, mayores p.f. / p.e.; si éstas son apolares, cuanto más grande sea la molécula mayores p.f. / p.e.
Son más elevados si presentan puentes de hidrógeno que fuerzas de Van der Waals.

2.- Estructuras de las sustancias covalentes

-Moléculas sencillas: Agua, oxígeno, ácido sulfúrico…
-Cristales atómicos: diamante, grafito.
-Cristales moleculares: -polares (hielo, silicatos) -apolares (azufre, yodo).

3.- Relación con la polaridad















4.- Solubilidad

Semejante disuelve a semejante: polar-polar / apolar-apolar.
-Disolventes polares: agua, alcohol.
–Disolventes apolares: aceites, gasolinas, benceno, cloruro de carbono(IV).

5.- Conductividad

Es necesaria carga y libertad de movimiento. En general, las partículas con libertad de movimiento no tienen carga. No son buenos conductores.
Excepciones: ácidos en disolución y sustancias con amplia nube de electrones deslocalizados (grafito).

6.- Propiedades mecánicas

-Existen de blandos a duros (si forman redes covalentes, serán duros).
-Son frágiles en general.

-





(P.A.F.) Si queréis perfeccionar el trabajo hablar con PAF, hay gráficos que dificultan la difusión del trabajo)