angulos, longitudes y geometrias

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Longitudes de enlace

• Es la distancia promedio entre el núcleo de dos átomos, implicados en el enlace, como resultado de las fuerzas atractivas o repulsivas existente entre los átomos que se hallan en vibración dentro de la molécula.

• Cuanto menor es la distancia internuclear mas fuerte es el enlace

• Mientras mas grande es el átomo mayor es la longitud de enlace

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Energía de enlace• Forma de energía potencial que tiene su origen

en las fuerzas atractivas entre átomos• Cuando reaccionan dos átomos para formar

una molécula en el proceso se libera energía, esta energía liberada estabiliza al producto nuevo

• Cuando se rompen enlaces se requiere energía

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0011 0010 1010 1101 0001 0100 1011Rupturas de un enlace covalente

Tipos de rupturas

Heterolítica

Homolítica

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Rupturas homolíticas

* Se forman radicales libres

A : B A + B. . Los productos pueden ser átomos libres o grupos de átomos.

radical metilo

átomo de cloro

CH3 Cl CH3 . + Cl .

Por ejemplo:

Para la ruptura de un enlace se necesita aporte de energía: calor, luz, presencia de un radical, etc.

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Rupturas heterolíticas

* Se forman iones

Puede ocurrir de dos formas:

A : B A: + B- +

anión catión1)

A : B A + B:-+

catión anión

2)

Por ejemplo:

bromuro de terc-butilo catión terc-butilo ion bromuro

C BrCH3

CH3

CH3

CCH3

CH3

CH3

+ + Br-

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Pares de electrones no compartidos• Los compuestos que contienen pares de electrones no compartidos, estos

afectan a la estructura molecular, modificando el ángulo de enlace y su actuación como reactivo

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Escala de electronegatividad de Pauling.

La electronegatividad es una guía para predecir la naturaleza polar de los enlaces y la dirección del momento dipolar. Cuanto más electronegativo sea el átomo, más "arrastrarán" los átomos a los electrones enlazantes hacia ellos. El elemento más electronegativo de la tabla periódica es el flúor, con un valor de electronegatividad de Pauling de 4,0. Aunque el carbono tiene una electronegatividad ligeramente más elevada que el hidrógeno, un enlace C-H se considera no polar a efectos prácticos.

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Polaridad del enlace covalente

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Polaridad de las Moléculas

Polarity of bonds

H ClCarga postiva pequeña

Menor electronegatividadCarga negativa pequeñaMayor electronegatividad

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0011 0010 1010 1101 0001 0100 1011Los enlaces covalentes y las moléculas unidas por ellos pueden ser:

Polares: Existe una distribución asimétrica de los electrones del enlace porque están más atraidos por el átomo más electronegativo. El enlace o la molécula posee un polo + y uno -, o un dipolo.

No polares: Existe una distribución simétrica de los e-, produciendo un enlace o molécula sin dipolo. Enlaces covalentes polares

H F H F

Enlaces covalentes no polares

H-H

F-F

El grado de polaridad de un enlace covalente está relacionado con la diferencia de electronegatividad de los átomos unidos.

POLARIDAD DEL ENLACE COVALENTE

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POLARIDAD DEL ENLACE

LiF IÓNICO

BeF2

BF3 covalente con carácter iónico creciente

CF4

NF3 covalente con leve carácter

iónico OF2

F2 COVALENTE

APOLAR

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Para determinar si una molécula es polar, necesitamos conocer dos cosas:1- La polaridad de los enlaces de la molécula.2- La geometría molecular


CO2

Cada dipolo C-O se anula porque la molecula es lineal

Los dipolos H-O no se anulan porque la molecula no es lineal, sino angular.

H2O

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Si hay pares de no enlace la molécula es polar.

Si los pares de e- son de enlace, la molécula es no polar cuando los pares están distribuidos simetricamente alrededor del átomo central.

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Molécula covalente

enlace molécula Ej.

Entre átomos iguales

NO POLAR

NO POLAR

O2

Entre át. de distinta E.N.Sin simetría

POLAR POLAR HCl

Entre át. de distinta E.N.

Con simetría

POLAR NO POLAR

CH4

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Formas resonantes para el ión [H2CNH2]+.

Algunas de las estructuras de los compuestos no es adecuado representarlas mediante una sola estructura de Lewis. Cuando son posibles dos o más estructuras de enlace de valencia, que difieren sólo en la colocación de los electrones, la molécula suele mostrar características de las dos estructuras. A estas estructuras diferentes se las conoce como estructuras de resonancia o formas resonantes, ya que no son compuestos diferentes, sino formas diferentes de representar el mismo compuesto. La molécula real se dice que corresponde a un híbrido de resonancia de sus formas resonantes.

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Contribuyentes de resonancia mayor y menor para el formaldehído.

No todas las formas resonantes son equivalentes. El contribuyente de resonancia mayor tiene todos los octetos completos y no tiene una separación de cargas en sus átomos. El formaldehído tiene dos formas resonantes, una de ellas es muy polar, con una carga positiva parcial en el carbono y una carga negativa parcial en el oxígeno. Esta estructura es una forma resonante menor.

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Formas resonantes para el ión acetato.Por ejemplo, la acidez del ácido acético se incrementa por efecto de la resonancia. Cuando el ácido acético pierde un protón, el ión acetato resultante tiene una carga negativa deslocalizada sobre los dos átomos de oxígeno. Cada átomo de oxígeno posee la mitad de la carga negativa y su deslocalización estabiliza el ión. Cada uno de los enlaces carbono-oxígeno es intermedio entre un enlace doble y un enlace sencillo, por lo que se dice que su orden de enlace es de 1 1/2.

El agua puede desprotonar el ácido acético para producir el ión acetato. La resonancia puede estabilizar el ión acetato. La carga negativa se deslocaliza sobre los átomos O-C-O en dos formas resonantes equivalentes. La forma resonante verdadera es un híbrido entre ambas estructuras.

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angulos, longitudes y geometrias

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