Enlace covalente

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Enlace covalente por Mind Map: Enlace covalente

1. ¿Por qué se unen los átomos?

1.1. Son los electrones más externos, los también llamados electrones de valencia los responsables de esta unión, al igual que de la estequiometría y geometría de las sustancias químicas.

1.2. Los átomos, moléculas e iones y se unen entre sí porque al hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que equivale a decir de máxima estabilidad.

1.2.1. Project specifications

1.2.2. End User requirements

1.2.3. Action points sign-off

2. Excepciones a la teoría de Lewis

2.1. Moléculas tipo NO y NO2 que tienen un número impar de electrones

2.2. Moléculas tipo BeCl2 o BF3 con marcado carácter covalente en las cuales el átomo de Be o de B no llegan a tener 8 electrones

2.3. Moléculas tipo PCl5 o SF6 en las que el átomo central tiene 5 o 6 enlaces (10 o 12 e– ).

2.3.1. Sólo en caso de que el no-metal no esté en el segundo periodo, pues a partir del tercero existen orbitales “d” y puede haber más de cuatro enlaces.

3. Resonancia

3.1. No siempre existe una única estructura de Lewis que pueda explicarlas propiedades de una molécula o ion

3.2. Por ejemplo, en el ion carbonato CO32– el C debería formar un doble enlace con uno de los O y sendos enlaces sencillos con los dos O– .

3.3. Esto conllevaría a que las distancias C–O y C=O deberían ser distintas y ángulos de enlace distintos.

3.4. Por difracción de rayos X se sabe que tanto distancias como los ángulos O–C–O son iguales

3.5. Para explicar tales datos, se supone que los e– de enlace así como los pares electrónicos sin compartir, pueden desplazarse a lo largo de la molécula o ion, pudiendo formar más de una estructura de Lewis distinta

3.6. En el caso del ion CO32–, se podrían formar tres estructuras de Lewis en las que el doble enlace se formara con cada uno de los átomos de oxigeno, siendo las tres válidas. Cada una de estas formas contribuye por igual al la estructura del ion CO32–, siendo la verdadera estructura una mezcla de las tres.

3.7. Los tres enlaces C–O tienen 1/3 de doble enlace, por lo que la distancia es intermedia

3.8. Los tres átomos de oxígeno participan de 2/3 de carga negativa.

3.9. Se utiliza el símbolo  entre las distintas formas resonantes

4. Enlace covalente

4.1. Dos átomos unidos mediante enlace covalente tienen menos energía que los dos átomos aislados

4.2. Al igual que en el enlace iónico la formación de un enlace covalente va acompañada de un desprendimiento de energía.

4.3. Se llama energía de enlace a la energía necesaria para romper 1 mol de un determinado tipo de enlace.

4.4. Es siempre endotérmica (positiva)

4.5. La distancia a la que se consigue mayor estabilidad se llama “distancia de enlace”

5. Teoría de Lewis

5.1. Los átomos para conseguir 8 e– en su última capa comparten tantos electrones como le falten para completar su capa (regla del octete).

5.2. Cada pareja de e– compartidos forma un enlace.

5.3. Se pueden formar enlaces sencillos, dobles y triples con el mismo átomo.

6. Hibridación de O.A

6.1. Para explicar la geometría de la moléculas (ángulos y distancia) y la covalencia de ciertos átomos se formuló la “teoría de la hibridación”.

6.2. Así, por ejemplo el carbono (C) forma cuatro enlaces en compuestos como el CH4 y en la mayoría de compuestos que forma (para ello precisa promocionar el e– del orbital 2s al 2p y a continuación formar 4 orbitales de igual energía a partir del 2s y de los 3 orb. 2p).

6.3. Se hibridan

6.3.1. Los orbitales atómicos que van a formar enlaces.

6.3.2. Las parejas de e– sin compartir.

6.4. No se hibridan:

6.4.1. Los orbitales atómicos que van a formar el segundo o tercer enlace.

6.4.2. Los orbitales atómicos vacíos.

6.5. Los tipos de hibridación se utilizan fundamentalmente en química orgánica, si bien no es exclusiva de compuestos orgánicos.

6.5.1. sp3

6.5.1.1. 3 enlaces sencillos + 1 par e– sin compartir. Ej: NH3

6.5.1.2. 2 enlaces sencillos + 2 par e– sin compartir. Ej: H2O

6.5.1.3. 4 enlaces sencillos. Ejemplo: metano

6.5.2. sp2

6.5.2.1. 3 enlaces sencillos. Ejemplo: BF3

6.5.2.2. 1 enlace doble y 2 sencillos . Ejemplo: eteno

6.5.3. sp

6.5.3.1. 2 enlaces sencillos. Ejemplo: BeF2

6.5.3.2. 2 enlaces dobles. Ejemplo: CO2

6.5.3.3. 1 enlace triple y 1 sencillo. Ejemplo: etino