enlace covalente
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Antecedente Histórico 1916, Gilbert Newton
Lewis; describió la
distribución de los pares de
electrones entre los átomos
(enlaces covalentes).
Postuló
Ley del
octeto.
Utilizó por primera vez el
termino “covalencia” en el
artículo: La distribución de los
electrones en los átomos y
moléculas, publicado en la
revista American Chemical
Society.
"designaremos como el término
covalencia el número de pares de
electrones que un determinado átomo
comparte con sus vecinos."
1919, Irving Langmuir
1924, Louis de Broglie
Postuló que los electrones tenían un
comportamiento dual de onda y partícula.
Cualquier partícula que tiene masa y que se
mueve a cierta velocidad, también se
comporta como onda.
Donde:
m = masa del electrón
v = velocidad de
desplazamiento
λ = Longitud de onda
1927, Werner Heisenberg
Sugiere que es
imposible
conocer con
exactitud la
posición, el
momento y la
energía de un
electrón. A esto
se denomina
Principio de
Incertidumbre.
1927, Erwin SchrödingerEstablece una ecuación matemática que permite obtener una
función de onda ψ llamada orbital. Esta describe el
comportamiento de un electrón en el átomo. Esta función es
llamada densidad electrónica e indica la probabilidad de
encontrar un electrón cerca del núcleo.
Una vibrante String - 1/2 de longitud de onda –
Un bucle, dos nodos
número cuántico n = 1
Una vibrante String - 1 longitud de onda - 2 bucles, 3
nodos
número cuántico n =2
Una vibrante String - 2 longitudes de
onda - 4 lazos, 5 nodos
número cuántico n = 4 -
1927: Walter Heitler y Fritz London
Se acreditan con el primer
éxito de explicación mecánica
cuántica de un enlace químico,
en particular la del hidrógeno
molecular. Su trabajo se basó
en el modelo de enlace de
valencia (superposición entre
los orbitales atómicos de los
átomos que participan)
Enlace Covalente
Para que se forme un enlace covalente, dos
átomos deben estar situados de manera que
un orbital atómico de uno de ellos se
“sobreponga” (se sume) con el orbital del
segundo átomo.
Cada orbital atómico (OA) debe tener un
electrón. De esta manera se forma un
orbital molecular (OM).
Tipos de Enlace CovalenteSegún cómo están compartidos los electrones:
Apolar
Polar
Coordinado o dativo
Según el número de pares de electrones
compartidos
Simples
Dobles
Triples
Enlace Covalente ApolarLos dos átomos que comparten electrones son
del mismo elemento o bien de elementos de la
misma electronegatividad para que los
electrones enlazantes se compartan por igual.
diferencia de electronegatividades es nula
Enlace Covalente PolarCuando dos átomos no son iguales, surgen
situaciones intermedias en las que los dos
e- se encuentran compartidos entre los dos
átomos pero no por igual. La diferencia de
electronegatividad está entre 0,4 y 1,7
H20
Electronegatividad
Enlace covalente coordinadoAquí el par de e- que se comparte es aportado
por un solo átomo. A los compuestos con este
tipo de enlace se llaman complejos.
uno de los H ha perdido un e- y forma con el
par de electrones que tiene el N, un enlace
covalente coordinado.
E.C. Sencillo: Cada átomo aporta un electrón al enlace, es decir, se comparte un par de electrones entre dos átomos.
E.C. Doble: Cada átomo aporta dos electrones al enlace, es decir, se comparten dos pares de electrones entre dos átomos.
E.C. Triple: Cada átomo aporta tres electrones al enlace, es decir, se comparten tres pares de electrones entre dos átomos.
Teorías del Enlace Covalente
1.Teoría de Lewis
2.Teoría de Repulsión par electrónico de la
capa de valencia (TRPECV)
3.Teoría de Enlace de Valencia (TEV)
4.Teoría de Orbitales Moleculares (TOM)
TRPECVLa geometría viene
dada por la
repulsión de los
pares de e– del
átomo central
teniendo en cuenta
que las parejas de
e– se sitúan lo más
alejadas posibles.
TEV y TOMAmbos surgen de la mecánica cuántica y explican
el enlace molecular por combinación de los
orbitales atómicos. En TEV se solapan y en TOM
interactúan perdiendo su identidad y originando
nuevos orbitales denominados moleculares.
Teoría del Enlace de Valencia (EV)
y la hibridación de los orbitales
Principio básico: el enlace covalente se forma cuando los orbitales
de dos átomos se traslapan y son ocupados por un par de
electrones que tienen la más alta probabilidad de localizarse entre
los núcleos.
Tres temas
centrales en TEV: 1. Espines opuestos de los
pares de electrones. Como
indica el principio de exclusión, el
espacio formado por el traslape de
orbitales tiene una capacidad
máxima para dos electrones que
deben tener espines opuestos.
2. Máximo traslape de los orbitales enlazados. La
fuerza del enlace depende de la atracción de los
núcleos por los electrones compartidos, así que
mientras mayor es el traslape de orbitales, más fuerte
(más estable) es el enlace. La extensión del traslape
depende de la forma y dirección de los orbitales
implicados.
3. Hibridación de orbitales atómicos: se basa en que los
orbitales atómicos de distinto tipo de un mismo átomo pueden
combinarse entre sí para formar orbitales híbridos de igual
energía entre sí, que se sitúan en el espacio de manera que la
repulsión sea mínima, cuando los átomos van a formar un
enlace.
TOM
El número de orbitales moleculares (OM) que se forman es igual número de orbitales atómicos que se combinan.
Cuando dos orbitales atómicos se combinan, se formas dos orbitales moleculares, uno es OM enlazante y el otro OM antienlazante.
OM
enlazante
OM anti-
enlazante
Igual fase
distinta fase
GRACIAS.