enlace covalente

 Enlace covalente

 Antecedentes y explicación actual

 Los enlaces covalentes se forman como resultado de la participación de uno o más electrones . En el enlace covalente clásica, cada átomo dona la mitad de los electrones para ser compartida . Según las teorías actuales , este intercambio de electrones es como resultado de la electronegatividad ( capacidad de atracción de electrones ) de los átomos enlazados . Mientras la diferencia de electronegatividad no es mayor que 1,7 los átomos sólo pueden compartir los electrones de enlace .

Estar en imposibilidad de explicar coordinativa compleja y también la estructura de una gran cantidad de compuestos comunes , se proponen nuevas variantes de la teoría enlazado covalente . En el Bono teoría Valence ( VB ) - uno de los mostos de representación en mecánica cuántica - un átomo reorganiza su orbital atómico antes de la formación de enlaces . La ecuación que sirve como un modelo matemático para el movimiento de los electrones dentro de los átomos es conocida como la ecuación de Schrödinger :
 
donde: m es la masa del electrón , E es la energía total , V es su energía potencial , y h es la constante de Planck . La solución de la ecuación de Schrödinger , que da la distribución de la densidad de electrones se llama orbital .
Los tipos más simples de orbitales s y t se presentan en la fig . 1 .
 
Figura 1 . s y formas orbitales p

El orbital s tiene una simetría esférica y orbital p tiene una forma bilobar con un nodo en el medio .
En el caso más simple , un salto covalente debería estar formado por superposición de dos orbitales atómicos como en la fig . 2
 
Figura 2 . Hipotético covalente unido entre s y p orbital

En lugar de utilizar el orbital atómica directamente , mezclas de ellos ( híbridos ) se forman . Este proceso de mezcla se denomina hibridación y como resultado se obtienen espacialmente dirigida orbital híbrido .
Vamos a describir una hibridación simple para s y p orbital. En este caso podemos tener tres tipos básicos de hibridación : sp3 , sp2 y sp . Estos términos se refieren específicamente a la hibridación del átomo y indican el número de orbitales p utilizado para formar híbridos .
En la hibridación sp3 los tres orbitales p se mezclan con el orbital s de generar cuatro nuevos híbridos (todos formaremos enlaces de tipo σ o mantener los pares de electrones solitarios ) .
 
Figura 3 hibridación sp3

Si dos orbitales p se utilizan en la fabricación de híbridos con el orbital s , tenemos tres nuevos orbitales híbridos que forman enlaces de tipo σ ( o mantener los pares de electrones solitarios ) , y el p " no utilizado " puede participar en el tipo de unión π . Llamamos tal hibridación sp2 arreglo.
Si sólo hay un orbital p se mezcla con el orbital s , en la hibridación sp , se producen dos híbridos que participarán en σ tipo de unión ( o tener un par de electrones solitario ) . En este caso , los dos restantes orbital p puede ser una parte de dos sistemas π perpendiculares .

Un átomo ajustará su hibridación , de tal manera que forman los lazos más fuertes posibles y mantener toda su unión y electrones solitario - par en los híbridos de bajo consumo de energía como sea posible, y tan lejos el uno del otro como sea posible (para minimizar electrón-electrón repulsiones ).
En el ejemplo más simple formación molécula de hidrógeno :

Los átomos de hidrógeno tienen dos electrones en su nivel externo para alcanzar la estructura de gas noble helio. El enlace covalente , formada mediante el intercambio de un electrón de cada átomo de hidrógeno , contiene los dos átomos juntos debido a que el par de electrones es atraído a ambos núcleos .
A fin de explicar la forma de una moléculas cuántico mecánico proponer una nueva teoría llamada , , par de electrones teoría de repulsión " . De acuerdo con esto, la forma de una molécula o ion se rige por la disposición de los pares de electrones en la última capa alrededor del átomo central ; esta disposición se hace de tal manera para producir la cantidad mínima de repulsión entre ellos .
En caso de dos pares de electrones (como BeCl2 ) alrededor de átomo central de la molécula es lineal porque un ángulo de 180 º asegura una interacción mínima entre pares de electrones .

En el caso de los tres pares de electrones alrededor del átomo central ( BF3 o BCl3 ) las moléculas adoptan una forma plana trigonal con un ángulo de enlace de 120 º:

En el caso de los cuatro pares de electrones alrededor del átomo central ( CH4 ), tenemos un arreglo tetraédrico . Un tetraedro es una pirámide triangular basado regular. El átomo de carbono sería en el centro y el hidrógeno en las cuatro esquinas . Todos los ángulos de enlace son 109.5 ° .
 
Durante cinco pares de todo átomo central ( PF5 ) , la forma es una bipirámide trigonal . Tres de los átomos de flúor están en un plano en 120 ° el uno al otro ; los otros dos están en ángulos rectos a este plano . Por consiguiente, la bipirámide trigonal tiene dos ángulos diferentes de bonos - 120 ° y 90 ° .
 
En el caso de los seis pares de electrones alrededor del átomo central ( SF6) La estructura es un octaedro .

Teoría orbital molecular ( MO ) es una forma alternativa de describir la estructura molecular y la densidad de electrones . La premisa fundamental de la teoría MO es que los orbitales utilizados para describir la molécula no están necesariamente asociados con enlaces particulares entre los átomos , pero pueden abarcar todos los átomos de la molécula . Orbitales moleculares consisten en combinaciones de orbitales atómicos . En teoría de orbitales moleculares sencilla ( MO ) , un número de orbitales atómicos se combinan para formar el mismo número de orbitales moleculares . Por ejemplo , " n " orbitales atómicos se combinan para formar " n " orbitales moleculares .

 Las propiedades de la molécula se describen por la suma de las contribuciones de todos los orbitales tienen electrones .

En unión localizado el número de orbitales atómicos que se superponen es de dos ( que contiene cada una de electrones ) , de modo que dos orbitales moleculares se generan . Uno de ellos , llamado un orbital de enlace , tiene una energía menor que el original orbital atómico , y el otro , llamado un orbital antienlazante , tiene una energía más alta . Como orbital de menor energía se llenan primero , en caso de una compartición de electrones entre los átomos , ambos electrones entran en la nueva unión de orbitales moleculares , ya que cualquier orbital puede contener dos electrones . En este caso, el orbital antienlazante permanece vacío en el estado fundamental .
Consideremos la molécula más simple - H2. Cada átomo de H tiene un electrón en un orbital 1s . Cuando se juntan, estos dos orbitales 1s se superponen como en la fig . 4 y formar el orbital encuadernado .
En el mismo tiempo se cuenta una mayor densidad de electrones entre los átomos .
El otro anti- unión orbital está vacía y tiene una forma que conduzca a los electrones que pasan más tiempo fuera de la región entre los dos átomos . Debido a esto , este orbital se considera una .
 
La Figura 4 . Unión y antienlace orbital molecular para la molécula de hidrógeno

Propuesta de modelo de la Enlace covalente

En una teoría propuesta unido covalente implica sólo un acoplamiento de los momentos magnéticos de los átomos individuales con el fin de obtener una mayor estabilidad . Los electrones permanecen y órbita alrededor del núcleo adecuado , y por lo tanto no hay intercambio de electrones entre los átomos . Cuando una covalente unido se rompe la unión entre los momentos magnéticos se pierde y , por supuesto, cada átomo queda con sus electrones. La situación es muy diferente en las teorías cuánticas , porque cuando un enlace covalente se rompe los electrones se distribuyen probabilísticamente volver a átomos por lo que una forma de electrones de un átomo puede llegar al otro átomo de participar en el destino .
De acuerdo a la nueva interpretación , cada átomo de hidrógeno posee un momento magnético de electrones debido al movimiento de los electrones . El momento magnético del núcleo es menor por lo que no es importante en este caso . El momento magnético de electrones se forma por combinación de orbital y girar momento magnético utilizando reglas conocidas de vectores . El enlace covalente significa que ambos átomos atraen recíprocamente debido a la interacción magnética entre sus momentos magnéticos . La interacción más sencilla entre dos momentos magnéticos de diferente electrones de diferentes átomos se mostró en la figura 5 . Los momentos magnéticos están apuntando paralelo pero con direcciones opuestas .
Cada átomo tiene su propio electrón y la órbita del electrón sólo alrededor de su núcleo y las órbitas de electrones están situadas en planos paralelos ( fig. 5 ) . Hay un equilibrio dinámico en relación con una distancia mínima entre los átomos , cuando la fuerza de repulsión electrostática se hizo más fuerte y una distancia máxima entre los átomos cuando el acoplamiento entre los momentos magnéticos forzar a los átomos se mueven a uno a otro . Hay también un empuje electrostático debido a la interacción recíproca de electrones y un empuje nuclear debido a la interacción recíproca núcleo . Estas interacciones regulan la distancia entre los átomos , porque cuando la distancia se hace más bajo debido a la interacción de atracción magnética , el aumento de la repulsión electrostática y se mantiene el equilibrio.

La Figura 5 Hidrógeno formaciones enlace covalente

Las moléculas de hidrógeno forman debido a la orientación opuesta de los momentos magnéticos de los electrones tiene una energía más baja comparada con el estado de los átomos individuales de hidrógeno . La energía de interacción entre átomos de hidrógeno está dada por :
  ( 1.1 )

 donde B1 representan la intensidad del campo magnético creado por μ1 a nivel de la órbita átomo secundario ( R2 ) y B2 representan la intensidad del campo magnético creado por μ2 a nivel de la primera órbita átomo ( r1 ) .

cos θ1 y θ2 cos representan el ángulo entre μ1 y B2 , respectivamente μ2 y B1 y debido a la simetría de la molécula de hidrógeno θ1 = θ2 .
Así, en una primera aproximación , un electrón se mueve en el campo magnético creado por el otro electrón desde el otro átomo de y recíprocamente .
La orientación de B1 y B2 es antiparalela con orientación de μ1 , μ2 respectivos (por el plano ecuatorial ) . Esto es debido a la orientación de B tangente a la línea de campo magnético creado por μ1 , μ2 respectiva . En la figura 6 se presenta , como ejemplo , el momento magnético producido por electrón que se mueve en el plano xy con núcleo en el origen del sistema . El momento magnético es a lo largo del eje z , la línea de campo magnético va desde el Polo Norte y entrar en el Polo Sur. El vector B es tangente a la línea de campo magnético , y en el plano ecuatorial ( plano de la órbita de electrones ) y en la otra dirección a continuación, polos N y S , B es generalmente antiparalelo con μ .
Debido a la orientación de las órbitas de electrones , en caso de enlazado covalente , la misma orientación antiparalela es válido también para el μ1 y B2 , respectivamente B1 y μ2 .
La energía de interacción magnética entre dos electrones se convirtió en :
 ( 1.2 )
θ1 = θ2 = 0 que significa cos θ1 = θ2 cos = 1
El valor de B creado por un momento magnético a la distancia r se da , de acuerdo con la electrodinámica , por:

   ( 1.3 )

donde: B es la intensidad del campo ;
r es la distancia desde el centro
λ es la latitud magnética ( 90 ° - θ ) , donde θ = colatitudes magnéticos , medido en radianes o grados desde el eje del dipolo ( colatitudes magnético es 0 lo largo del eje del dipolo y 90 ° en el plano perpendicular a su eje . ) ;
M es el momento dipolar , medido en amperios - metros cuadrados , lo que equivale a julios por tesla ;
μ0 es la permeabilidad del espacio libre , medido en henrios por metro .
Para nuestro caso , l = 0 , M = m , por lo que el campo creado por primera electrones en el segundo nivel de electrones es

(1.4)

Figura 6 orientaciones antiparalelas de B y M en el mismo momento magnético en el plano xy de la órbita del electrón

Y por segundo electrón en primera órbita del electrón se tiene:
  ( 1.5 )
La interacción magnética se convirtió en :
 ( 1.6 )
y donde y μ0 es la permeabilidad del espacio libre , medido en henrios por metro .
Para los electrones de hidrógeno debido a la simetría de la disposición átomo tenemos como igual valor para los momentos magnéticos de electrones , por lo que podemos escribir :
  ( 3.7 )
La diferencia importante y fundamental entre la teoría cuántica y la teoría de la propuesta es que después de la formación de moléculas de hidrógeno , cada átomo de hidrógeno tiene sólo un electrón alrededor del núcleo . El átomo de hidrógeno no tiene una estructura de doblete de acuerdo a la nueva teoría . No hay diferencia en la estructura atómica entre el átomo de átomo de hidrógeno solo átomo de hidrógeno y en molécula. La única diferencia es el acoplamiento de momento magnético de hidrógeno con otro momento magnético y este acoplamiento asegurar una energía más baja en el caso de la molécula .

 Como comparación, la mecánica cuántica es incapaz de explicar por qué dos spin opuesto están reduciendo la energía del sistema. En el mismo tiempo, existe una contradicción en la teoría real cuando los electrones se llenan en la subcapa en la estructura atómica y cuando un covalente unido se forma . Más precisamente , los electrones llenan primero una subcapa con un electrón en cada orbital con espines paralelos y después de que los electrones existentes completan la ocupación orbital con espín del electrón opuesto. Así que si el estado de espín acoplado es más estable , en la ocupación de subcapa deben ser ocupado completar un sombrero orbital y después de otro orbital .

Para otros elementos , cuando tenemos un solo electrón en la última cáscara de la situación es simple porque para las capas internas , momentos magnéticos sufren una compensación interna . ¿Qué pasó cuando tenemos más electrones en la última capa ?
Normalmente los electrones en estado fundamental formar pares con spin opuesto con el fin de mantener un bajo nivel de energía . Pero en la interacción con otros reactivos se pasó a un proceso de disociación de pares de electrones. Dependiendo de la condición de reacción , en la estructura de elemento , en la estabilidad de compuesto formado es posible tener una disociación parcial o un desacoplamiento total de electrones de la última cáscara . Como ejemplo : cloruro de tener 7 electrones en la última capa , puede participar :
• con un electrón en combinación química como en el estado fundamental ,
• con 3 electrones , que significa que un desacoplamiento de un par de electrones más el electrón desacoplado inicial ;
• con 5 electrones , que significa un desacoplamiento de dos pares de electrones más el de electrones desacoplado inicial ;
• con 7 electrones , que significa un desacoplamiento de tres pares de electrones más el electrón desacoplado inicial .
Cuando se presenta un solo electrón en la última capa y tenemos un solo elemento vinculado , la orientación del momento magnético de electrones no es tan importante . Por supuesto, la molécula que se forma es lineal . Cuando el número de momentos magnéticos de electrones es mayor , la situación es un poco complicado, pero solucionable y fácil de entender . Los momentos magnéticos de los electrones se tratan clásica este medio , la energía es mínimo cuando la propagación de momento magnético es máximo . Como consecuencia, los momentos magnéticos , y por supuesto de los límites formados , tendrán dicha orientación con el fin de asegurar una interacción mínima.
En caso de dos electrones en la última capa , esto significa dos momentos magnéticos y, por consiguiente dos agigantados covalentes , la molécula es lineal , el ángulo entre límites es de 180 º en caso de dos simples enlazado .
En el caso de los tres momentos magnéticos ( tres saltos simples covalentes ) se prefiere una disposición plana trigonal o una estructura piramidal trigonal en caso de átomo central con un par de electrones solitario.
En el caso de cuatro momentos magnéticos ( cuatro límites covalentes simples ) la molécula tendrá una disposición tetraédrica .
Por cinco y seis momento magnético ( cinco o seis límites covalentes simples) , se prefieren una bipirámide trigonal y una estructura octaédrica .
En caso de siete momentos magnéticos , debido a la interacción estérica , es imperativo que un mínimo de un covalente obligado a ser doble debido a la geometría de las moléculas .
Chloride con su estructura electrónica puede formar hasta siete límites covalentes . No te asustes con el conteo de número de electrones alrededor del núcleo de cloruro. Incluso tenemos siete covalente unido tendremos sólo siete electrones en la última capa . Sin embargo , a veces las formas estructura necesita la necesidad de un límite octavo , y en este caso cloruro de capturas de otro electrón , y formarán ocho límites covalentes . Vamos a ver esta situación , por ejemplo, en el anión estructura perchlorat .
Esta es la situación en la que sólo se forman límites simples entre los átomos . Pero lo que es posible predecir con nuestro modelo , cuando se forma un enlace doble o triple?
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