Enlace covalente, Ejercicios de Química. Universidad de Castilla-La Mancha (UCLM)
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Asignatura: Química, Profesor: mabel mabel, Carrera: C.T. Alimentos, Universidad: UCLM
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Diapositiva 1

Enlace covalente

Facultad de Ciencias Químicas Universidad de Castilla – La Mancha

1er curso de Grado en Ciencia y Tecnología de los Alimentos

Química General

Enlace covalente

OBJETIVO

Conocer y aplicar las diferentes teorías de enlace para el conocimiento del enlace, la geometría y las propiedades de las moléculas

Enlace covalente

1. Introducción al enlace químico

2. Método de aproximación a la geometría molecular: Estructuras de Lewis

3. Teoría de enlace de valencia

4. Hibridación

6. Teoría de orbitales moleculares

7. Aplicación a moléculas diatómicas homonucleares de elementos del segundo periodo

8. Aplicación a moléculas diatómicas heteronucleares de elementos del segundo periodo

9. Carácter iónico de un enlace covalente: electronegatividad

ÍNDICE

5. Teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia

10. Fuerzas intermoleculares

Interacciones que mantienen

juntos a los átomos

1. INTRODUCCIÓN

Enlace Químico

E(molécula) < E(átomos por separado)

Comportamiento

Químico

Geometría molecular

1

Los átomos se combinan entre sí para adquirir

configuración electrónica de gas noble

Teoría de Lewis

(1916)

Enlace Iónico Enlace Covalente

A+ B¯

Atracción electrostática

A B

Compartición de electrones

Transferencia

de electrones

Átomos

Iones Moléculas

1. INTRODUCCIÓN

Tipos de enlaces covalentes

Cada átomo aporta un electrón Par de electrones compartido

Enlace covalente típico

Enlace covalente coordinado

Orbital lleno Orbital vacante Par de electrones compartido

2. Método de aproximación a la geometría molecular: Estructuras de Lewis

H: 1s1 H

H+ H H:H H-H

Cl: 1s22s2p63s2p5 Pares libres

Electrones desapareados

que formarán el enlace

1

2

18

13 14 15 16 17

Elementos

Representativos

Gases

Nobles

2. Método de aproximación a la geometría molecular: Estructuras de Lewis

Regla del octeto

Un átomo diferente del hidrógeno tiende a

formar enlaces hasta que se rodea de

8 electrones de valencia

Enlace iónico

Reglas para establecer la estructura de las moléculas

1. Contar el número de electrones de valencia

Electrones S : 6

4O : 24 2 cargas negativas: 2

total 32

SO4 2¯

2. Dibujar el esqueleto adecuado uniendo los átomos mediante

enlaces sencillos.

Enlace covalente

3. Con los electrones sobrantes, se van completando los octetos

de los átomos terminales, y finalmente los electrones que

queden se sitúan sobre el átomo central.

4. Se asignan cargas formales

Electrones de valencia – electrones existentes

6 electrones valencia – 7 electrones = -1

6 electrones valencia – 4 electrones = +2

5. Se forman los dobles enlaces que sea posible

Número máximo de dobles enlaces

2

Excepciones a la regla del octeto

a. Átomos cuyos electrones de valencia sean inferiores a 8

b. Moléculas con número impar de electrones

NO Electrones

N : 5 O : 6

total 11

NO2

Electrones N : 5

2O : 12

total 17

H+ H H:H H-H

H+ Be+ H H:Be:H H-Be-H

c. Átomos que pueden expandir el octeto: Tercer periodo o superior,

ya que tienen orbitales d SF6

Deficiencias de la teoría de Lewis

a. Describe todos los enlaces iguales, sin tener en cuenta la

energía de enlace ni las longitudes de enlace.

Eenlace (kJ/mol) denlace(Å)

H2 436.4 0.74

F2 150.6 1.42

b. No dice nada a cerca de los ángulos de enlace

3. Teoría de enlace de valencia

Distancia entre los núcleos (Å)

0 0.74

E n

e rg

ía p

o te

n c ia

l (k

J /m

o l)

0

- 436

Distancia de enlace

Energía de disociación

a

bc

E n

e rg

ía p

o te

n c ia

l (k

J /m

o l)

HA + HB HA-HB

1s1 1s1

HA HB

Enlace

Combinación de orbitales s y p

sp

sp2

sp 3

Orbitales híbridos

4. Hibridación

Combinación lineal de orbitales atómicos

Nº orbitales híbridos = Nº orbitales atómicos que se combinan

de similar energía

4. Hibridación

Orbitales híbridos sp

Orbitales híbridos sp2

109º

Orbitales híbridos sp3

Orbitales híbridos dsp3

a) Orbitales dsp3 Estructura de bip. trigonal b) Orbitales d2sp3 Estructura octaédrica

Orbitales híbridos d2sp3

a) Orbitales dsp3 Estructura de bip. trigonal b) Orbitales d2sp3 Estructura octaédrica

Fundamentos de Química Enlace covalente

BeH2 4 electrones H-Be-H

Be*: 1s22s12pz 1(Estado excitado) Puede formar 2 híbridos sp

4. Hibridación

1s1

HA HB

EnlaceBe

(sp)1

1s1 (sp)1

C

H

H

H

HCH4 8 electrones

C*: 1s22s12px 1py

1pz 1(Estado excitado) Puede formar 4 híbridos sp3

1s1

HA HB

EnlaceC

(sp3)1

1s1

1s1

HC HD

1s1

(sp3)1

(sp3)1

(sp3)1

C

Enlace covalente

H+

Hibridación

C

H

H

H

HCH4 8 electrones

4

C

H

H

H

H

109.5° 90°

Menor repulsión !

CH4 8 electrones

La energía de los orbitales híbridos es intermedia

entre los orbitales de partida sin hibridar

Hibridación

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