Enlace covalente Como ya hemos dicho, si tenemos una sustancia sólida con un muy elevado punto de fusión, podemos suponer, sin temor a equivocarnos, que está formado por entidades que forman redes tridimensionales, con enlaces multidireccionales. Para saber si estas entidades son iones o no, debemos conocer su conductividad. Si esta sustancia no conduce en estado sólido, no es un metal. Si esta sustancia no conduce al fundirse, no es un compuesto iónico. Se trata entonces de una red covalente, en la cual los átomos vecinos comparten electrones, pero éstos se encuentran restringidos entre pares de átomos, sin poder moverse libremente en todo el material como en el caso de los metales. El ejemplo más clásico de este tipo de materiales es el diamante, en el cual cada átomo de carbono se encuentra unido a otros cuatro, en un arreglo tetraédrico. Cada átomo de carbono tiene cuatro electrones en su capa de valencia, de modo que si sus cuatro vecinos comparten un electrón con él, todos completarán el octeto. Hyper ( tetra y celda ) Carlos Paucar Solid State Chemistry MIT 3.091 Archived Notes. Pág: 12-24 Richard J.D. Tilley, Understanding solids: the science materials John Wiley & Sons 2004. pág: 30-44 Chang, R. Química. Mc Graw-Hill. Edición 7ª. España 2002. Redes covalentes Sólidos covalentes Fullerenos Cristales Covalentes Grafito Diamante Fullereno H H H H C C C C H H H H H C C C C H C C C C H C Redes covalentes son el nitruro de boro (BN)x, el cuarzo (SiO2) y el carburo de silicio (SiC)x, todos ellos formados por no metales con valores de electronegatividad parecidos. El carbono elemental existe, además de en forma de diamante, en otras formas que corresponden a diferentes arreglos entre sus átomos: Grafito, carbón amorfo y los recientemente descubiertos fullerenos. En el grafito, cuyo punto de fusión es semejante al del diamante, los átomos de carbono se encuentran dispuestos en capas de anillos hexagonales interconectados. En este caso, cada átomo de carbono se encuentra unido a otros tres con una distancia corta de 1.42 A°, mientras que la distancia entre las capas es de 3.41°. Esta estructura de capas es la que hace que el grafito, del que está hecha la punta de los lápices, se deposite fácilmente sobre el papel, o sobre nuestros dedos, ya que las capas se deslizan fácilmente una sobre la otra. C H H C C C C H H H C C H H H H Enlaces covalentes Se forman cuando un electrón de un orbital atómicos en un átomo interactúa con un electrón en otro orbital atómicos en otro átomo. Los electrones ahora se comparte entre los dos, en un orbital molecular. Esto constituye un enlace covalente. Los electrones se han deslocalizado. Como dos electrones están involucrados, enlaces covalentes son también llamados par de electrones. Los enlaces covalentes son más fuertes cuando hay superposición entre los máximos contribuyentes de los orbitales atómicos, por lo tanto, muy direccional, y la unión covalente con éxito explica la geometría de las moléculas 1. Concepto de onda mecánica La mecánica cuántica permite describir con rigor estos bonos para "casos muy sencillos como la molécula de hidrógeno, que está compuesto por dos protones y dos electrones. Por lo tanto, puede demostrarse que la energía potencial para que el sistema alcance un valor mínimo para un cierto equilibrio entre los núcleos, con una mayor densidad electrónica entre los núcleos. En distancias más cortas entre los núcleos de las fuerzas repulsivas se encuentran a aumentar muy rápidamente. Teoría dualidad de la materia. 1924. Hipótesis: toda la materia posee propiedades de onda y puede atribuírsele una longitud de onda de partícula. λp = h/mv h: cte Planck, m: masa, v: velocidad Físico Francés 1982 – 1987. 1924. Teoría sobre la naturaleza de onda del electrón. 1927. Hipótesis validada, Davisson y Germer. 1929. Premio Nobel 1927. Principio de Incertidumbre. Heisenberg. Es imposible conocer con certeza el momento (p = mv) y la posición de una partícula simultáneamente. (∆px)(∆x) ≥ h 1932. Premio Nobel, Heisemberg. Conceptos de: Densidad electrónica, electrónica. Aplicado al átomo de H, teoría de Bohr principio de incertidumbre. 1926. Schrödinger, ecuación que describe el comportamiento y la energía de las partículas subatómicas. (Ψ2). violaría el nube Ley del octeto. Bohr; aporte valioso, la energía de un e- en un átomo está cuantizada. Orbital atómico 2. Enlace covalente. En principio, la unión se puede entender si se reconoce que tanto los electrones en la órbita de unión pasan más tiempo entre los dos núcleos que a su alrededor y, por tanto, deben ejercer fuerzas atractivas que constituyen el enlace. 2.1 Generalidades Enlace de par de electrones. Compartir electrones. La estabilidad: complejidad de la atracción mutua Tiempo y ubicación de los electrones compartidos. Principio de exclusión de Pauli 2.3 Orbitales moleculares. H2 0.74Ǻ N2 O2 Cl2 Los e- compartidos se ubican en orbitales moleculares. 2.2 Notación de Lewis. Puntos Barras 2.3 Orbitales moleculares. 3. Enlace Covalente en las moléculas. Dependiendo de la similitud de las moléculas involucradas. Conceptos: electronegatividad, polaridad e hibridación de orbitales. Electronegatividad: tendencia de los elementos a atraer e- durante un enlace químico. Relativa. Formación de aniones. Termoquímica, Pauling. ∆E > 1.7 Iónico ∆E < 1.7 Covalente Polaridad de un enlace: se da cuando los e- pasan más tiempo en la vecindad de un átomo. Relación con la electronegatividad. Determina la dirección del enlace. Hibridación de orbitales: mezcla de orbitales atómicos puros para generar un conjunto de orbitales híbridos y determina la . Geometría del átomo central. TRPENV 3.1 Moléculas diatómicas similares. ∆ Electronegatividad = 0. No polaridad. Concentración de cargas entre ambos átomos. Energía del enlace: Solución de la ecn de Schrödinger. Para 2 átomos idénticos, 1 orbital ejm: H2. Ψ(molecula) = c1x1+c2x2 c: parámetros. Energía: orbitales de enlace y antienlazante. Principio Aufbau: instrucciones relacionadas a la ubicación de e- en los orbitales. Bhor Diagrama orbitales, H2 Ejm: He2+. He2 x: función longitud de onda Formación de 2 OM: energía > y < que la de los OA. Eenlace = α+β , Eenlace = α-β α :integral Coulomb, fn (carga nuclear, tipo orbital). Negativa β:interacción integral fn(³ de átomos, tipo de orbital, grado de solape, 3.2 Moléculas diatómicas diferentes. ∆ Electronegatividad = ó ≠ 0. Polaridad ó no. Cargas parciales. - Máximo solape de orbitales. - Geometría similar. Diagrama orbitales, O2 Pauling, determinó el componente básico de la energía del enlace covalente. Energía covalente está asociada a las especies moleculares. Ejm: HCl, energía asociada a H2, Cl2. Contribución covalente Energía del enlace: Eenlace = ½(EA + EX) Electronegatividad X > A Diagrama orbitales. AX Contribución iónica. 3.3 Moléculas poliatómicas. Pauling, energía de enlace covalente con base a la electronegatividad Fracción ionizada en un enlace covalente polar: - Distorsión de los orbitales atómicos. - Pérdida de geometría atómica. - Hibridación. 4. Enlace Covalente: múltiples y resonancia. Enlace múltiples: Unión de átomos, enlaces σ y ̟. N2. N:1s2 2s22p3 C: 1s2 2s22p2 C2H4 C2H2 O 2. O:1s2 2s22p4 Resonancia: Enlaces ̟. Deslocalización de electrones. Moléculas orgánicas e inorgánicas, reflejan colores intensos y propiedades electrónicas inusuales.