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2-Enlace Químico

Enlace Quu00edmico

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  1. 2. Enlace Químico. CONTENIDOS. 2.1Concepto de enlace químico 2.2Enlace iónico. 2.3Enlace covalente. 2.4Fuerzas intermoleculares. 2.5Enlace metálico. 1 ©©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  2. 2.1 Concepto de enlace químico. 2.1.1 Introducción El enlace químico es el responsable entre la unión de dos o más átomos. Pauling define un enlace químico como cualquier tipo de interacción que mantenga unidos entre sí a los átomos de la misma o distinta clase, a los iones, o incluso a las mismas moléculas. Todo proceso natural tiende a estabilizarse de manera espontánea, o lo que es lo mismo, tiende a conseguir un estado de mínima energía. En general, podemos afirmar que los átomos se unen formando sustancias compuestas a fin de disminuir la energía interna que poseen, y por tanto aumentar su estabilidad. Estructuralmente, los enlaces se forman mediante la transferencia total o parcial de electrones entre los átomos. Los modelos para explicar como se produce el enlace químico deben explicar tres aspectos fundamentales del mismo: 1. Las proporciones en que los átomos se hallan en cada sustanciay el número total de átomos en ella. 2. La geometría espacial de las moléculas, el CH4 espacialmente es un tetraedro. 3. La energía de enlace que mantiene ligados a los átomos entre sí. 2 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  3. 2.1 Concepto de enlace químico. 2.1.2 Enlace químico y estabilidad energética Los átomos se unen formando sustancias compuestas a fin de rebajar su energía y, por tanto, aumentar su estabilidad. Una forma adecuada para visualizar la formación y características energéticas de los enlaces químicos son las llamadas Curvas de Morse que, pueden obtenerse de forma experimental. Muestran la variación de energía que experimenta un sistema formado por dos átomos en función de la distancia que los separa y delas fuerzas de interacción que surgen entre ellos. Si dos átomos están lo suficientemente separados no ejercen entre sí una influencia mutua y, el sistema posee una energía inicial que podemos considerar nula. Si ambos átomos se van aproximando poco a poco, empiezan a ponerse de manifiesto la existencia de fuerzas atractivas – que son de largo alcance – de unos núcleos sobre las nubes electrónicas de otros. A medida que disminuye la distancia interatómica, comienzan a interaccionar las nubes electrónicas entre sí mediante fuerzas repulsivas, cuyo efecto es más destacado a cortas distancias. Entonces el sistema se desestabiliza progresivamente al aumentar su energía asintóticamente hacia valores positivos. Curva de estabilidad energética: existe una determinada distancia internuclear en la que el sistema es más estable, pues son máximas las fuerzas atractivas y mínimas las repulsivas. Se la denomina distancia de enlace (r0). A esta distancia le corresponde un valor energético mínimo que es la energía que se desprende en la formación de dicho enlace (Eenlace). 3 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  4. 2.1 Concepto de enlace químico. 2.1.3 Electronegatividad y tipo de enlace. El valor relativo de la electronegatividad de los átomos que se enlazan va a determinar su comportamiento y, en consecuencia, el tipo de enlace. Si ambos átomos tienen electronegatividades muy diferentes, uno de ellos perderá el electrón (o electrones) del enlace y formará un ion positivo o catión, y el otro ganará y formará un ion negativo o anión. Entre estos átomos se establecerá un enlace iónico. Si los dos átomos presentan gran tendencia a atraer los electrones, se enlazarán compartiendo sus electrones de valencia y se formará un enlace covalente. Si los dos átomos tienen muy poca tendencia a atraer electrones, ambos se desprenderán de sus electrones de valencia y formarán una estructura en la que los cationes se van a estabilizar con los electrones libres; dará lugar a lo que se denomina enlace metálico. Orden de electronegatividad de acuerdo con las recomendaciones de 2005 de la IUPAC. 4 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  5. 2.1 Concepto de enlace químico. 2.1.4 Teoría de Lewis. Representación Larepresentación de Lewis toma como base el símbolo del elemento químico y distribuye a su alrededor los electrones de la capa de valencia mediante puntos o cruces. Hasta los cuatro primeros electrones, se colocan uno a cada lado del símbolo (arriba, abajo a derecha y a izquierda), y si el elemento tiene más electrones, se reparten uno a cada lado de los anteriores, formando parejas. Lateoría de Lewis establece que los átomos ganan, pierden o comparten electrones para lograr la configuración electrónica del gas noble más próximo (ns2 np6), con ocho electrones en su capa de valencia, salvo los elementos de número atómico muy bajo, que tienden a adoptar la del He (1s2). Esto se conoce como regla del octeto. Los átomos que alcancen la configuración del gas noble ganando o perdiendo electrones formarán iones y se unirán entre sí mediante enlace iónico, mientras que los que comparten electrones se unirán por enlace covalente. No obstante, la simbología de Lewis no predice como se disponen los átomos en el espacio; por tanto, para conocer la geometría de las moléculas se necesita otra teoría más avanzada. 5 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  6. 2.1 Concepto de enlace químico. 2.1.5 Tipos de enlace químico. 6 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  7. 2.2 Enlace Iónico. • La valencia iónica o electrovalencia de un elemento es la carga que adquieren sus átomos al convertirse en iones positivos o negativos. • K – 1 e- K+ 1s22s22p63s23p64s1  1s22s22p63s23p6 V. I. (K) : +1 • El enlace iónicoes la unión resultante de la presencia de fuerzas electrostáticas entre iones positivos y negativos para dar lugar a la formación de un compuesto constituido por una red cristalina iónica. 7 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  8. 2.2 Enlace Iónico. • El enlace iónico lo presentan las sales, tanto binarias como de orden superior, y ciertos óxidos e hidróxidos, principalmente de elementos metálicos. • Por ejemplo, el compuesto iónico sulfuro de sodio, formado por la unión del sodio con el azufre, puede expresarse: • S + 2e-  S2- •  (Na +)2S2- • 2 Na – 2e-  2 Na+ • Cada átomo de sodio cede un electrón al átomo de azufre. Éste se convierte en un ion con dos cargas negativas, mientras se forma el ion sodio con una carga positiva. 8 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  9. 2.2 Enlace Iónico. • Los diferentes compuestos iónicos adoptan diferentes estructuras cristalinas características, que deben cumplir: • El empaquetamiento sea máximo: los iones deben ocupar el menor volumen posible. • El cristal debe ser neutro: la carga neta del cristal (positivas + negativas) debe ser 0. • El índice de coordinación de un ion en una red cristalina iónica es el número de iones de signo contrario que le rodean a la misma distancia. 9 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  10. 2.2 Enlace Iónico. 10 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  11. 2.2 Enlace Iónico. 11 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  12. 2.2 Enlace Iónico. • Se trata de un proceso exotérmico: • Na+ (g) + Cl- (g)  Na+Cl- (s) U = -1 • U = NA • A : constante de Madelung  Función de la estructura • Zc: carga del catión Za : carga del anión • r0: distancia entre iones de signo contrario más próximos • n : coeficiente de Born.  Función de configuración electrónica ENERGÍA DE RED La energía de red o energía reticular, U, de un compuesto iónico es la energía del proceso de formación de un mol de cristal iónico sólido a partir de sus correspondientes iones en estado gaseoso, cuando entre ellos no existe interacción alguna. 12 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  13. 2.2 Enlace Iónico. • Dados 2 iones para formar 1 compuesto, hay 2 parámetros triviales muy influyentes en el valor de energía de red: • La carga de los iones: Zc y Za. • La distancia entre los núcleos: r0 • EJEMPLO 1 • Si se forma un compuesto iónico entre un catión A+ y un anión B-, razona cómo variaría la energía de red si se introdujeran los siguientes cambios: • Duplicar el radio de A+ d) Disminuir a la mitad los radios de A+ • y B- • Duplicar la carga de A+ • Duplicar las cargas de A+ y B- ENERGÍA DE RED 13 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  14. 2.2 Enlace Iónico. • Planteemos el siguiente razonamiento: • Y en base a él, podemos resolver el ejercicio. • r0 = rc + ra {al duplicar rc para un nuevo r0} r0’ = 2rc + ra > r0 • ↓ distancia entre iones.  ↑ U • b) Si duplicamos la carga de A+, el numerador viene afectado x 2  U’ = 2U • c) Si duplicamos ambas cargas, el numerador viene afectado x 4  U’ = 4U • d) Si disminuimos a la mitad los radios A+ y B- (análogo al apartado a) ) : • r0 = rc+ ra ; r0’ = (rc + ra)/2  r0’ = r0/2  La distancia entre iones aumenta el doble U’ = U/2 14 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  15. 2.2 Enlace Iónico. • Un mismo compuesto iónico puede obtenerse por dos caminos o procesos diferentes. • Dado un compuesto iónico, por ejemplo, tal que MX donde M es un metal alcalino y X un halógeno, los dos caminos serían: • Camino Directo: Unión de los 2 elementos en condiciones estándar, formando 1 mol de compuesto sólido. • Camino Indirecto: Formación de los iones a partir de los átomos neutros, para dar lugar posteriormente al compuesto iónico en estado sólido. • En cualquier caso, el camino siempre acabará en la formación del compuesto iónico sólido. CICLO DE BORN-HABER 15 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  16. 2.2 Enlace Iónico. • El Camino Indirecto, a su vez presenta varias fases: • 1) Sublimación del metal. M (s) + ΔHs M (g) • 2) Aporte de la energía molar de enlace al no metal, para pasar de una molécula diatómicaal átomo neutro. • X2 (g) + ΔHe  X (g) • 3) Ionización del metal. M (g) + ΔHI  M+(g) • 4) Ionización del no metal. X (g) + A  X-(g) • 5) Formación de la red iónica, mediante una liberación de energía reticular. • M+(g) + X-(g)  MX (g) CICLO DE BORN-HABER 16 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  17. 2.2 Enlace Iónico. CICLO DE BORN-HABER 17 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  18. 2.2 Enlace Iónico. • EJEMPLO 2 • Calcula la energía de red del cloruro de sodio teniendo en cuenta los siguientes datos. Utiliza el ciclo de Born-Haber y represéntalo en un esquema. • Entalpía de formación Na+Cl- : -1 • Energía de sublimación Na (s) : ΔHs-1 • Energía de enlace Cl2 (g) : ΔHe-1 • Energía de ionización Na(g) : ΔHI-1 • Afinidad electrónica Cl (g) : A-1 18 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  19. 2.2 Enlace Iónico. • EJEMPLO 2 SOL • Camino Directo : Na (s) + Cl2 (g) +  NaCl • Camino Indirecto: • Na (s) + ΔHs  Na (g) • Na (g) + ΔHI Na+(g) • Cl2 (g) + ΔHe  Cl (g) • Cl (g) + A  Cl- (g) • Na+ (g) + Cl- (g) + U  NaCl (g) 19 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  20. 2.2 Enlace Iónico. • EJEMPLO 2 SOL • U = -1 20 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  21. 2.2 Enlace Iónico. PROPIEDADES COMPUESTOS IÓNICOS • 1) Se produce debido a una transferencia de electrones al formarse iones positivos y negativos. • 2) Presentan conductividad eléctrica en disolución acuosa o en estado fundido. • 3) A temperatura y presión estándar (273 K ; 1 atm) se presentan en forma de sólidos cristalinos, formados por iones positivos y negativos. • 4) Se unen mediante fuerzas electrostáticas. • 5) Son duros (alta resistencia a ser rayados), pero quebradizos (frágiles). • 6) Tienen elevados puntos de fusión y ebullición. • 7) La mayoría son solubles en disolventes polares, como el agua, pero insolubles en disolventes apolares, como el aceite. 21 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  22. 2.3 Enlace Covalente. 2.3.1 Teoría de Lewis. Representación • Ejemplo: La molécula de flúor: F2 • Configuración electrónica del átomo de flúor: 1s2 2s2 2p5 • Diagramas de Lewis • Lewis propuso representar los electrones de la última capa en parejas o aislados mediante puntos o cruces alrededor del símbolo del elemento: • Los electrones que se comparten formando un enlace covalente reciben el nombre de electrones de enlace, mientras que el resto de electrones que completan el octeto y que no se encuentran involucrados en el enlace, se denominanelectrones de no enlace o pares no enlazantes. 22 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  23. 2.3 Enlace Covalente. 23 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  24. 2.3 Enlace Covalente. 24 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  25. 2.3 Enlace Covalente. • Según sea el número de pares que compartan los átomos tendremos 3 tipos de enlace: • Enlace Covalente Simple : enlace formado por 2 electrones. (F2, H2O, NH3, CH4…) • Enlace Covalente Doble: enlace formado por 4 electrones (NO, O2…). • Enlace Covalente Triple : enlace formado por 6 electrones. (N2) 25 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  26. 2.3 Enlace Covalente. • Enlace Coordinado: es el formado cuando los electrones compartidos son proporcionados por uno solo de los átomos que se enlazan. ()  Los electrones son proporcionados por el nitrógeno. •  Ión Hidronio (H3O+) 26 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  27. 2.3 Enlace Covalente. 2.3.1 Teoría de Lewis. • Moléculas Covalentes Heteronucleares. 27 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  28. 2.3 Enlace Covalente. • La formación de un enlace doble o triple implica una unión más fuerte entre los átomos: aumentan los pares de electrones compartidos, se incrementan las fuerzas de atracción entre éstos y los núcleos. • La distancia entre los dos núcleos, denominada longitud de enlace, será menor que en un enlace sencillo. • La energía necesaria para romper el enlace, denominada energía de disociación, se hace mayor 3.1. –Para establecer las estructuras de Lewis en sustancias no tan simples podemos hacer uso de las siguientes reglas. Colocar los átomos de la molécula de la forma más simétrica posible. Determinar los electrones disponibles en la capa externa de cada uno de los átomos de la molécula. Si la molécula es una especie cargada, anión o catión, añadimos un electrón por cada carga negativa, y restamos uno por cada carga positiva (A). Calcular el total de electrones que caben en la capa de valencia de todos los átomos de la molécula (N). El número total de electrones compartidos se obtiene al restar los disponibles de los que caben, es decir, N-A Colocar el resultado anterior, es decir, los pares electrónicos compartidos, enlazando los átomos. Colocar el resto de los electrones como pares no compartidos para completar el octeto de todos los átomos. 28 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  29. 2.3 Enlace Covalente. Ejemplo 1:Dibujar la estructura de Lewis del dióxido de carbono (CO2) Electrones de Valencia Disponibles  A = 4 + 6·2 = 16 Capacidad Total de la Capa de Valencia  N = 8 + 8·2 = 24 Electrones Compartidos  N - A = 24 - 16 = 8 (cuatro enlaces) Electrones Restantes  16 – 8 = 8 (cuatro pares) Ahora distribuimos adecuadamente los electrones entre los átomos: 29 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  30. 2.3 Enlace Covalente. Ejemplo 2:Dibujar la estructura de Lewis del ácido sulfúrico (H2SO4) Electrones de Valencia Disponibles  A = 2·1 + 1·6 + 4·6 = 32 Capacidad Total de la Capa de Valencia  N = 2·2 + 8 + 8·4 = 44 Electrones Compartidos  N - A = 44 - 32 = 12 (seis enlaces) Electrones Restantes  32 – 12 = 20 (diez pares) Ahora distribuimos adecuadamente los electrones entre los átomos: Ejercicio:Escribe las fórmulas de Lewis que cumplan la regla del octeto para las especies: COF2; ; HCN; CCl2F2. 30 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  31. 2.3 Enlace Covalente. 2.3.2 Más allá de la regla del octeto. Existen otros compuestos que forman enlaces covalentes y comparten más o menos pares de electrones de los necesarios para obtener la configuración de gas noble. • Trifluoruro de boro • El boro, el aluminio y otros elementos forman compuestos sin que sus átomos lleguen a completar el octeto, ya que sus electrones de la capa de valencia no les permiten formar más enlaces, es lo que ocurre, por ejemplo, en el tricloruro de boro o trifluoruro de boro. • Pentaclorurode fósforo,PCl5 y hexafluoruro de azufre, SF6 • En elementos del tercer período y posteriores, aparecen los orbitales tipo d, que pueden albergar más de 8 electrones. • Esto permite formar más enlaces de los previstos por la regla de Lewis como ocurre, por ejemplo en el SF6 o en el PCl5. • Moléculas de NO y NO2 • Cuando los electrones de valencia de los átomos de una molécula suman un número impar, uno de estos átomos no conseguirá completar su octeto. En el monóxido de nitrógeno (NO) y el dióxido de nitrógeno, (NO2), el N presenta un electrón desapareado 31 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  32. 2.3 Enlace Covalente. 2.3.3 Resonancia. En bastantes casos es posible escribir más de una estructura de Lewis para la misma molécula o ion. Se llama híbrido de resonancia a la mezcla de estructuras, y se llama forma o estructura de resonancia a cada una de ellas. • Molécula de trióxido de azufre, SO3, e ión nitrato: siguientes estructuras en resonancia: • Para cada compuesto, los átomos de oxígeno son idénticos, las tres estructuras tienen la misma energía. Los tres enlaces tienen la misma longitud y energía. En un momento dado, es indistinguible cuál de los O está enlazado mediante un doble enlace al S, o al N y cuál no. 32 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  33. 2.3 Enlace Covalente. • Benceno: cuyas estructuras de resonancia ya fueron propuestas por Kekulé en 1865: • El benceno se representa habitualmente como un hexágono con un círculo inscrito para simbolizar la equivalencia de las posibles estructuras y que, de hecho, todos los enlaces C – C son equivalentes. • La resonancia debe ser considerada como una mezcla de las diversas estructuras. 33 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  34. 2.3 Enlace Covalente. • Las estructuras de Lewis no describen por sí mismas las formas que forman las moléculas e iones poliatómicos en el espacio. Pero pueden determinarse a partir de una serie de teorías: • 1. Método de repulsión de pares de electrones de nivel de valencia  RPENV • 2. Teoría de enlace de valencia  TEV • 2.1 Hibridación de Orbitales Atómicos. • 3. Teoría de los orbitales moleculares  TOM • 3.1 Método de combinación lineal de orbitales atómicos.  CLOA • 3.2 Teoría del campo de los ligantes.  TCL FORMA GEOMÉTRICA DE LAS MOLÉCULAS E IONES POLIATÓMICOS. 34 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  35. 2.3 Enlace Covalente. • MÉTODO DE REPULSIÓN DE PARES DE ELECTRONES DE NIVEL DE VALENCIA (RPENV). •  Los pares de electrones enlazantes y los libres que rodean al átomo central se orientan de tal modo que, al aproximarse al núcleo cuanto es posible, se alejan entre sí lo suficiente para que las repulsiones entre ellos sean mínimas. La orientación adoptada determina la geometría molecular. • 1) Para la construcción de esta teoría, se considerarán 3 casos: • a) Moléculas cuyo átomo central solo presenta pares enlazantes. • b) Moléculas cuyo átomo central presenta pares enlazantes y pares no enlazantes. • c) Iones Poliatómicos. • 2) También se considerarán los enlaces dobles y triples como sencillos. FORMA GEOMÉTRICA DE LAS MOLÉCULAS E IONES POLIATÓMICOS. 35 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  36. 2.3 Enlace Covalente. • 3) Se predecirán los ángulos de enlace, teniendo en cuenta que: • Repulsión Par Libre – Par Libre > Repulsión Par Libre – Par Enlazante > Repulsión • Par Enlazante – Par Enlazante. 36 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  37. 2.3 Enlace Covalente. Moléculas sin pares de e- libres 37 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  38. 2.3 Enlace Covalente. Moléculas con pares de e- libres 38 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  39. 2.3 Enlace Covalente. 39 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  40. 2.3 Enlace Covalente. 40 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  41. 2.3 Enlace Covalente. Moléculas sin pares de e- libres Moléculas con pares de e- libres 41 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  42. 2.3 Enlace Covalente. 42 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  43. 2.3 Enlace Covalente. • TEORÍA DEL ENLACE DE VALENCIA (TEV) FORMA GEOMÉTRICA DE LAS MOLÉCULAS E IONES POLIATÓMICOS. CONSIDERACIÓN DE LA MOLÉCULA DE H2 • Consideremos la formación de la molécula de hidrógeno, H2. Cuando dos átomos de hidrógeno (H) se aproximan, sus núcleos atraen cada vez más las nubes electrónicas del otro átomo. • Llega un momento que las nubes se recubren parcialmente, el enlace se forma como consecuencia del solapamiento de los orbitales atómicos 1s de los dos átomos de hidrógeno. • Para que el proceso sea favorable los orbitales atómicos que se solapan espacialmente han de tener electrones desapareados y con espines opuestos. • El solapamiento supone que ambos orbitales comparten una región común del espacio entre los dos núcleos, donde podríamos decir que la probabilidad de encontrar los electrones es máxima. 43 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  44. 2.3 Enlace Covalente. CONSIDERACIÓN DE LA MOLÉCULA DE H2 • Esta teoría supone que los electrones de la molécula ocupan los orbitales atómicos de los átomos individuales. 44 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  45. 2.3 Enlace Covalente. • La energía de la molécula es menor que la de los dos átomos por separado, produciéndose el mínimo de energía cuando la distancia entre los dos núcleos es precisamente la longitud de enlace de la molécula de hidrógeno (H2). CONSIDERACIÓN DE LA MOLÉCULA DE H2 1 – Cuánto mayor es esta superposición, mayor es la fuerza de enlace. 2 – El resto de orbitales que no forman enlace, no experimentan modificación alguna. 3 – La covalencia de un elemento es el número de enlaces covalentes que puede formar, lo que depende del número de sus electrones desemparejados. 45 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  46. 2.3 Enlace Covalente. TIPOS DE SOLAPAMIENTOS DE OA 46 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  47. 2.3 Enlace Covalente. • Cl2 • Cl : 1s2 2s2 2p6 3 3 3 • Cl : 1s2 2s2 2p6 3 3 3 • O2 • O: 1s2 2s2222 • O : 1s2 2s2 2 2 2 Enlace σ Enlace σ Enlace π 47 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  48. 2.3 Enlace Covalente. • N2 • N : 1s2 2s2 222 • N : 1s22s2 222 • Algunos elementos presentan varias covalencias, por ejemplo: C, N, O, S, etc. La teoría del enlace de valencia resuelve esta situación con el concepto de promoción. • Un átomo podrá promocionar electrones a un nivel de energía superior si la energía necesaria que debe adquirir no es muy elevada y la «devuelve» cuando se forman los enlaces. • La promoción sólo es posible a orbitales energéticamente próximos (de la misma capa o nivel de energía). Enlace σ Enlace π Enlace π PROMOCIÓN 48 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  49. 2.3 Enlace Covalente. COVALENCIAS DEL AZUFRE (S) 49 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

  50. 2.3 Enlace Covalente. 50 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020 ©Luis Arrufat Horcajuelo 2020

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