Enlaces covalentes.

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Teoría de Enlace

Química 2º Bachillerato

E LACE QUÍMICO: E LACE COVALE TE
1. El enlace químico. Formación y estabilidad energética. 2. El enlace covalente. 2.1. Teoría de Lewis. 2.1.1. Símbolos y estructuras de Lewis. 2.1.2. Reglas para las estructuras de Lewis. 2.1.3. Ejemplos. 2.1.4. Hipovalencia. 2.1.5. Resonancia. 2.2. Teoría del enlace de valencia. 2.2.1. Simetría de los orbitales.2.2.2. Valencia química. 2.2.3. Promoción electrónica. 2.3. Teoría de hibridación. 2.3.1. Orbitales híbridos más frecuentes. 2.4. Teoría de repulsión de pares de electrones de valencia. 2.4.1. Moléculas con pares electrónicos libres. 3. Parámetros de enlace. 3.1. Polaridad del enlace. 3.2. Energía de enlace. 3.3. Longitud de enlace. 4. Fuerzas intermoleculares. 4.1. Fuerzas de Van der Wals 4.2.Enlace de hidrógeno. 5. Propiedades de las sustancias covalentes.

1. EL E LACE QUÍMICO. FORMACIÓ E ERGÉTICA

Y ESTABILIDAD

Al determinar la constitución de las sustancias se encuentra que todas están formadas por agrupaciones de átomos. Unas veces forman agregados neutros: las moléculas, y otras resultan con carga: los iones. (Sólo los gases nobles y algunos metales en estado de vapor poseenmoléculas monoatómicas). La unión entre átomos, moléculas o iones es lo que constituye el enlace químico. En el enlace químico juega un papel decisivo la configuración electrónica del nivel más externo de los átomos, llamado también nivel de valencia. De esta configuración depende, además, el tipo de enlace que formen. Los gases nobles presentan una distribución electrónica de máxima estabilidadcon los orbitales S y P de valencia ocupados por completo. Los demás elementos poseen incompletos sus niveles de valencia y de ahí su mayor o menor reactividad. En general, cuando se unen dos elementos representativos tienden a alcanzar ambos estructura de gas noble, bien por captación o por cesión de electrones (enlace iónico) o bien compartiendo uno o varios pares de ellos (enlace covalente).20

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A los elementos de transición no les resulta fácil alcanzar dicha estructura, debido a que los orbitales d incompletos habrían de eliminarse o captarse un número excesivo de electrones. Sean unas u otras configuraciones, la formación espontánea de un enlace, es una manifestación de la tendencia de cada átomo a alcanzar la ordenación electrónicamás estable posible. Es decir, la molécula formada representa un estado de menor energía que los átomos aislados.

2. E LACE COVALE TE. 2.1. TEORÍA DE LEWIS.
Según Lewis, los átomos pueden obtener configuración electrónica estable por compartición de electrones. Un átomo obtiene configuración estable de gas noble cuando posee en su última capa 8 electrones (excepto el helio). La idea crucialproviene del modelo atómico de Bohr y consiste en dividir a los electrones en 2 grupos: internos y de valencia, solo estos últimos intervienen en el enlace. Los electrones no se transfieren de un átomo a otro, sino que se comparten al formar una molécula. Cada par de electrones compartidos constituye un enlace covalente.

2.1.1 SÍMBOLOS Y ESTRUCTURAS DE LEWIS.
Se llama símbolo de Lewis, a un tipode notación, donde lo que se destaca son los electrones de valencia de un elemento. Una estructura de Lewis, es una combinación de símbolos que representa un enlace químico, normalmente por compartición de electrones.

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2.1.2 REGLAS PARA LAS ESTRUCTURAS DE LEWIS
Aunque no existe un procedimiento único para escribir las formulas o estructurasde Lewis, las siguientes reglas son de gran utilidad: 1 Contar los electrones de valencia que cada átomo aporta a la molécula. Todos ellos deben aparecer en la estructura final, bien como electrones enlazados, bien como pares solitarios. Por ejemplo: en el BeCl2 la fórmula de Lewis contendrá: [1 x 2 (Be)] + [2x7 (Cl)] = 16 electrones. 2 Si la especie es iónica, se quitan o se añaden tantos...
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