Enlace covalente no polar

<strong>Enlace</strong> <strong>covalente</strong> <strong>polar</strong><br />

Los electrones del enlace son atraídos más fuertemente<br />

por el Cl que por el H

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<strong>Enlace</strong> <strong>covalente</strong> <strong>no</strong> <strong>polar</strong><br />

Los electrones se comparten p de<br />

igual manera<br />

Diferencia de<br />

electronegatividades<br />

ionic_vs_covalent.swf<br />

<strong>Enlace</strong> <strong>covalente</strong> <strong>polar</strong> <strong>Enlace</strong> iónico<br />

Los electrones se comparten p de Los electrones se<br />

manera desigual transfieren<br />

Aumenta el carácter iónico

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nico<br />

ácter ió<br />

de cará<br />

centaje<br />

Porc<br />

Diferencia de electronegatividad

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Iónico<br />

(especies cargadas)<br />

Covalente <strong>polar</strong><br />

(cargas parciales)<br />

Covalente <strong>no</strong> <strong>polar</strong><br />

(electrónicamente simétricas)

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Polarizabilidad (α): ): medida de la tendencia a distorsionarse<br />

dde una nube b electrónica l t ó i al l ser sometida tid a un campo eléctrico. lé t i<br />

EEspecies i <strong>polar</strong>izables: l i bl SSon aquellos ll át átomos cuya nube b<br />

electrónica experimenta fácilmente grandes deformaciones.<br />

Especies <strong>polar</strong>izantes: Son átomos o iones que pueden inducir<br />

grandes g deformaciones en las nubes electrónicas de otros<br />

átomos o iones.<br />

catión<br />

<strong>polar</strong>izante<br />

nube electrónica<br />

distorsionada<br />

anión<br />

<strong>polar</strong>izable

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Modelo<br />

iónico<br />

Aumento de la<br />

diferencia de<br />

electronegatividad<br />

Modelo<br />

<strong>covalente</strong><br />

Modelo<br />

iónico<br />

Aumento del poder<br />

<strong>polar</strong>izante del catión y de<br />

la <strong>polar</strong>izabilidad del anión.<br />

Modelo<br />

<strong>covalente</strong>

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Estructura de Lewis de moléculas poliatómicas

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Geometría molecular.<br />

Las estructuras de Lewis <strong>no</strong> indican la forma de las moléculas, sólo<br />

indica el número y tipo de enlaces.<br />

Longitud de enlace C-Cl: 1.78 A<br />

Ángulo de enlace: 109,5º

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H<br />

H<br />

H<br />

H<br />

Compuestos del tipo AB n

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AB<br />

AB 2<br />

AB 3<br />

SO SO3 NH NH3

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Geometrías moleculares<br />

lineal angular triangular plana pirámide<br />

ti triangular l<br />

d d l<br />

hamaca cuadrado plana bipirámide<br />

triangular<br />

pirámide<br />

cuadrada<br />

triangular tetraédrica<br />

octaédrica bipirámide<br />

pentagonal

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Teoría de repulsión de pares de electrones de valencia<br />

(TRPEV)<br />

La mejor manera de acomodar pares de electrones es aquella<br />

que minimiza la repulsión.

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Posiciones de las regiones g con alta densidad electrónica<br />

bipirámide<br />

triangular<br />

lineal triangular plana tetraédrica<br />

octaédrica bipirámide<br />

pentagonal

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AB 4 AB AB3L 3L AB AB2L 2L 2<br />

109,5º 107º 104,5º<br />

meta<strong>no</strong> amoníaco agua<br />

tetraédrica piramidal trigonal<br />

angular

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pares de e - <strong>no</strong><br />

enlazantes<br />

pares dde<br />

e- enlazantes<br />

Repulsiión<br />

par libre – par libre<br />

par libre – par enlazante<br />

par enlazante l t – par enlazante l t

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•Las regiones g de alta densidad electrónica adoptan p pposiciones qque<br />

maximizan sus separaciones.<br />

•Todos los enlaces (simples (simples, dobles o triples) se repelen de igual<br />

manera.<br />

•El enlace alrededor de un átomo central es independiente de si la<br />

molécula tiene más de un átomo central.<br />

•Los pares solitarios contribuyen a la forma de la molécula<br />

(geometría electrónica), aunque <strong>no</strong> están incluidos en la<br />

descripción de la forma molecular (geometría molecular).<br />

•Los pares solitarios se repelen con mayor intensidad que los<br />

Los pares solitarios se repelen con mayor intensidad que los<br />

pares enlazantes y por lo tanto tienden a comprimir los ángulos de<br />

enlace.

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1- Dibujar la estructura de Lewis de la molécula.<br />

2- Identificar la geometría electrónica , contando las regiones con<br />

pares de electrones (los enlaces dobles y triples se cuentan como<br />

una úúnica i región). ió )<br />

3- Ubicar los átomos y clasificar la geometría g molecular.<br />

4- Identificar la intensidad de las repulsiones y permitir que la<br />

molécula se distorsione de acuerdo a ellas ellas.<br />

Recordar que las repulsiones son:<br />

pl – pl > pl – pe > pe – pe

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Nº de regiones<br />

electrónicas<br />

Geometría electrónica Ángulo de enlace<br />

lineal<br />

triangular<br />

plana<br />

tetraédrica<br />

bipirámide 054 05 _VSEPR.mov o<br />

base<br />

triangular<br />

octaédrica<br />

Trpev.flv

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Polaridad de las moléculas.<br />

Molécula <strong>polar</strong>: molécula con momento di<strong>polar</strong> permanente <strong>no</strong> nulo nulo.<br />

Todas las moléculas diatómicas son <strong>polar</strong>es p si sus enlaces son<br />

<strong>polar</strong>es.<br />

Todas las moléculas diatómicas homonucleares (2 átomos iguales)<br />

son <strong>no</strong> <strong>polar</strong>es, debido a que sus enlaces son <strong>no</strong> <strong>polar</strong>es.<br />

Moléculas poliatómicas:<br />

<strong>Enlace</strong>s <strong>polar</strong>es<br />

<strong>Enlace</strong>s <strong>polar</strong>es<br />

Polares<br />

Asimétricas Simétricas<br />

No <strong>polar</strong>es

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<strong>Enlace</strong>s <strong>polar</strong>es <strong>Enlace</strong>s <strong>polar</strong>es<br />

Momento di<strong>polar</strong> p neto (μ)<br />

= 0<br />

Momento di<strong>polar</strong><br />

neto (μ) ≠ 0<br />

Rojo: regiones de mayor densidad electrónica<br />

Azul: regiones de me<strong>no</strong>r densidad electrónica

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tipo No <strong>polar</strong> Polar tipo No <strong>polar</strong> Polar tipo No <strong>polar</strong> Polar