Elaborado por:
Andrea Arellano Gutiérrez
María de Jesús Cantero García
María del Carmen Marcial Alva

GEOMETRÍA MOLECULAR

Si observáramos muy de cerca las estructuras de las moléculas, nos

daríamos cuenta de su orden y espacio coordinado. El ordenamiento

tridimensional de los átomos en una molécula se le llama geometría molecular.

Utilizando la Teoría de Repulsión de Pares Electrónicos en la Capa de Valencia

(TRPECV), su cálculo consiste en saber el número de pares de átomos enlazados

y no enlazados. Sabiendo ésta información es fácil determinar su forma, sea

lineal, angular, tetraédrica, etc. Sólo se aplica a enlaces covalentes. (Química

2.0)

Características de los tipos de geometría molecular

I. Geometría lineal: Dos pares de electrones alrededor del átomo central,

localizados en lados opuestos y separados por un ángulo de 180º.

II. Geometría triangular: Tres pares de electrones en torno del átomo

central, separados por un ángulo de 120º.

III. Geometría tetraédrica: Cuatro pares de electrones alrededor del átomo

central, ubicados con una separación máxima equivalente a un ángulo de

109,5º.

IV. Geometría pirámide trigonal: Cuatro pares de electrones en torno del

átomo central, uno de ellos no compartido, que se encuentran separados

por un ángulo de 107º.

V. Geometría angular: Cuatro pares de electrones alrededor del átomo

central, con dos de ellos no compartidos, que se distancian en un ángulo de

104,5º.

Un ejemplo es la molécula de agua ( H 2 O) :

Tiene dos enlaces simples y dos pares de electrones libres. La geometría

molecular es angular. 

 

Esta tabla ayudará para determinar la geometría, aunque se debe tomar en cuenta

que varía. Por ello su elección y recomendación debe estar bajo la opinión del

maestro.

 

(Química general)

ENLACE COVALENTE COORDINADO

(Enlace Covalente Dativo o Dipolar)

Este tipo de enlaces se forma cuando un átomo, al unirse con otros, ya alcanzó su

octeto, pero hay otro átomo que busca completar su capa de valencia, entonces el

átomo completo lo comparte, sin perder sus ocho electrones.

Hodronio

 

En este ejemplo se ve que el Oxígeno ya ha completado su capa de valencia con

dos enlaces simples con el Hidrógeno; pero hay otro átomo de Hidrógeno que

también busca completar su capa de valencia ( el átomo de Hidrógeno se

completa con dos átomos). Entonces el Oxígeno le comparte al Hidrógeno uno y

se completa su capa de valencia: el Hidrógeno obteniendo uno, mientras que el

Oxígeno permanece igual.

(Gónzalez, 2010)

ENLACE METÁLICO

El enlace metálico ocurre entre dos átomos de metales. Todos los átomos

envueltos pierden electrones de sus capas más externas, que se trasladan más o

menos libremente entre ellas, formando una nube electrónica (conocida como mar

de electrones).

Los átomos están muy próximos los unos a los otros y forman estructuras

compactas. Hay demasiada conductividad eléctrica. Esta propiedad es necesaria

para que los electrones tengan facilidad y libertad en movimiento. Por este motivo

para que los metales tengan electrones libres, ocupan las siguientes

características:

a) Baja energía de Ionización.

b) Orbitales de valencia vacíos y accesibles, que permitan a los electrones

moverse con facilidad. (González, 2010)

 

Características del enlace metálico

I. Excepto el Mercurio, los metales son sólidos a temperatura ambiente. Sus

puntos de fusión son altos pero variables.

II. Conductores de electricidad y calor.

III. Presenta un brillo característico.

IV. Dúctiles y maleables. Esto se debe a la no direccional del enlace metálico y

a que los restos positivos son todos similares, con lo que cualquier tracción

no modifica la estructura de la red metálica sin aparecer repulsiones

internas.

V. Presentan el “efecto fotoeléctrico”: emiten electrones cuando son sometidos

a una radiación de determinada energía.

VI. Se suelen disolver unos en otros formando disoluciones que reciben el

nombre de aleaciones.

(Tiempo la noticia digital, 2016)

 

(BALCAZARFÍSICA)

 

FUERZAS INTERMOLECULARES

Son fuerzas electromagnéticas que actúan entre moléculas o entre regiones,

ampliamente distintas de la macromolécula.

Dentro de una molécula los átomos están unidos mediante fuerzas

intermoleculares (interatómicas [enlaces iónicos, metálicos o covalentes]). Estas

son las fuerzas que se deben vencer para que se produzca un cambio químico.

Son estas fuerzas, por lo tanto, las que determinan las propiedades químicas de

las sustancias.

Existen otras fuerzas intermoleculares que actúan sobre distintas moléculas o

iones y que hacen que éstos se atraigan o se repelan. Estas fuerzas son las que

determinan las propiedades físicas.

Por lo general son fuerzas débiles pero al ser muy numerosas, su contribución es

importante.

http://iesbinef.educa.aragon.es/fiqui/quimica/intermoleculares/prot.gif

 

FUERZAS VAN DER WALS

Fuerzas Dipolo-Dipolo (o de polaridad)

Una molécula es un dipolo cuando existe una distribución asimétrica de los

electrones debido a que la molécula está formada por átomos de distinta

electronegatividad. Como consecuencia de ello, los electrones se encuentran

preferentemente en las proximidades del átomo más electronegativo. Se crean así

dos regiones (o polos) en la molécula, con una carga parcial positiva.

El enlace será más polar cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad.

El momento dipolar es un vector (orientado hacia la carga negativa y cuya

magnitud depende de la intensidad de la carga y de la distancia entre los átomos)

que permite cuantificar la asimetría de cargas en la molécula. La forma de la

molécula también afecta al momento dipolar.

Tipos de interacción:

a) Dipolo permanente: Ocurre entre dos moléculas cuyos enlaces son

covalentes polares, es decir, forman dipolos por diferencia de

electronegatividad entre sus átomos.

b) Dipolo Inducido: se produce cuando en moléculas no polares, el dipolo es

inducido, por ejemplo mediante un campo electromagnético. (González, La

Guia Química, 2010)

http://quimica.laguia2000.com/wp-content/uploads/2010/09/DIP1.jpg

 

http://quimica.laguia2000.com/wp-

content/uploads/2010/08/INTERMOLECU2.gif

 

PUENTES DE HIDRÓGENO

Es un caso de interacción dipolo-dipolo.

Se producen cuando un átomo de hidrógeno está unido covalentemente a un

elemento que sea:

I. Muy electronegativo y con dobletes electrónicos sin compartir.

II. De un pequeño tamaño y capaz, por tanto, de aproximarse al núcleo del

hidrógeno.

Normalmente se cumplen estas condiciones con los átomos de F, O y N. (Fuerzas

Intermoleculares)

http://www.ehu.eus/biomoleculas/moleculas/jpg/puenteh.gif

 

FUERZAS DE DISPERSIÓN DE LONDON

Estas fuerzas tienen lugar entre moléculas de tipo no polar, donde pueden

encontrarse dipolos.

La mayor parte del tiempo los átomos en sus electrones tienen distribución

asimétrica; en consecuencia de esto, una parte del átomo tiene una densidad

electrónica mayor y en otra menor.

Temporalmente tiene cargas positivas y negativas formando un dipolo temporal.

El núcleo parcialmente expuesto de un átomo atrae densidad electrónica de un

átomo vecino y es este dipolo inducido entre las moléculas lo que representa la

fuerza de dispersión entre los átomos y las moléculas. Pero, un instante después

la densidad electrónica ya se ha desplazado, y las cargas parciales que causan la

atracción se han cambiado.

La intensidad de la fuerza de dispersión depende y se relacionan con el número

de electrones que se encuentren en el átomo o molécula.

El número de electrones determinará la facilidad con la que se puede polarizar la

densidad de electrones y a mayor polarización, son más intensas las fuerzas de

dispersión.

La intensidad de estas fuerzas intermoleculares determina el punto de fusión y

ebullición de las sustancias: cuanto más intensas son las fuerzas intermoleculares,

más altos son los puntos de fusión y de ebullición. (Fuerzas Intermoleculares)

http://www.ehu.eus/biomoleculas/moleculas/jpg/dipoli.jpg