miércoles, 27 de junio de 2012

Reactivo límite


http://dcb.fi-c.unam.mx/CoordinacionesAcademicas/FisicaQuimica/Quimica/articulos/a_limitante.pdf

http://www.youtube.com/watch?v=MzevVs_FEUU


Fórmula empírica y molecular




Un compuesto tiene la siguiente composición centesimal:
C: 40 %
H:6,67 %
O: 53,33 %
Para hallar la fórmula molecular hay que comenzar calculando la cantidad de átomos gramos de cada elemento:
40 g x 1 at g / 12 g = 3,33 at g C
6,66 g x 1 at g / 1 g = 6,66 at g H
53,33 g x 1 at g / 16 g = 3,33 at g O
Se tienen:
3,33 /3,33 at g C = 1
6,66 / 3,33 at g H = 2
3,33 / 3,33 at g O = 1
La formula minima es:
C1O1H2
Para sacar la molecular
n = PM empírico / PM fórmula mínima
n= 60 /30 = 2
Fórmula molecular = fórmula mínima x 2
C2O2H4

www.youtube.com/watch?v=FKGeiXUCaI8



mol


Concepto de mol y número de Avogadro

Lee y analiza el siguiente documento:
http://www.slideshare.net/tango67/el-mol-y-el-nmero-de-avogadro


Resuelva los siguientes problemas.  Si los resuelve todos tendrá éxito en su prueba.



1. Para el sulfato de cobre CuSO4. (Masas Cu: 63,55; S: 32,01; O: 16,0) Determine:
a) Masa molecular.
b) Masa molar.
(Respuesta: a) 159,6 uma; b) 159,6 g/mol)

2. El fenol C6H6O (Masas C: 12,0; H: 1,0; O: 16,0) Determine:
a) Masa molecular.
b) Masa molar.
(Respuesta: a) 94,0 uma; b) 94,0 g/mol)

3. Para el nitrato de calcio Ca(NO3)2 (Masas Ca: 40,08; N: 14,0; O: 16,0) Determine:
a) Masa molecular.
b) Masa molar.
(Respuesta: a) 164,1 uma; b) 164,1 g/mol)
4. Para la acetona C3H6O. Determinar:
a) Cuántos átomos de hidrógeno (H) hay en una molécula de acetona.
b) Cuántos átomos hay en una molécula de acetona.
c) Cuántos átomos de hidrógeno (H) hay en un mol de acetona.
d) Cuántos átomos hay en un mol de acetona.
(Respuesta: a) 6 átomos de H; b) 10 átomos; c) 3,61 ∙ 1024 átomos de H; d) 6,02 ∙
1024 átomos).
5. Para el furano C4H4O. Determinar:
a) Cuántos átomos de carbono (C) hay en una molécula de furano.
b) Cuántos átomos hay en una molécula de furano.
c) Cuántos átomos de carbono (C) hay en un mol de furano.
d) Cuántos átomos hay en un mol de furano.
(Respuesta: a) 4 átomos de C; b) 9 átomos; c) 2,41 ∙ 1024 átomos de C; d) 5,42 ∙ 1024
átomos).
6. Para la fenantrolina C12H8N2. Determinar:
a) Cuántos átomos de nitrógeno (N) hay en una molécula de fenantrolina.
b) Cuántos átomos hay en una molécula de fenantrolina.
c) Cuántos átomos de nitrógeno (N) hay en un mol de fenantrolina.
d) Cuántos átomos hay en un mol de fenantrolina.
(Respuesta: a) 2 átomos de N; b) 22 átomos; c) 1,20 ∙ 1024 átomos de N; d) 1,32 ∙
1025 átomos).
7. Calcule cuántos moles hay en 3,0 g de helio (He). Considere la masa molar (MM)
del helio como 4,0 g/mol. (Respuesta: 0,75 moles de He).
8. Calcule cuántos moles hay en 25 g de Cobre (Cu). Considere la masa molar (MM)
del cobre como 63,55 g/mol. (Respuesta: 0,39 moles de Cu).
9. Calcule cuántos moles hay en 244 g de aluminio (Al). Considere la masa molar
(MM) del aluminio como 27 g/mol. (Respuesta: 9,0 moles de Al).
10. Calcule la masa en gramos de un átomo de plata (Ag). (MMAg = 107,87 g/mol).
(Respuesta: 1,79 ∙ 10‐22 g de Ag).
11. Calcule la masa en gramos de un átomo de mercurio (Hg). (MMHg = 200,59 g/mol).
(Respuesta: 3,33 ∙ 10‐22 g de Hg).
12. Calcule la masa en gramos de un átomo de un átomo de cobalto (Co). (MMCo =
58,93 g/mol). (Respuesta: 9,79 ∙ 10‐23 g de Co).
13. ¿Cuántos átomos hay en 3,52 g de magnesio (Mg)?. (MMMg = 24,3 g/mol).
(Respuesta: 8,73 ∙ 1022 átomos de Mg).
14. ¿Cuántos átomos hay en 98,5 g de calcio (Ca)?. (MMCa = 40,1 g/mol). (Respuesta:
1,48 ∙ 1024 átomos de Ca).
15. ¿Cuántos átomos hay en 300 g de arsénico (As)?. (MMAs = 74,9 g/mol). (Respuesta:
2,41 ∙ 1024 átomos de As).
16. Calcule el número de átomos de carbono (C) que hay en 0,350 moles de glucosa
(C6H12O6). (Respuesta: 1,26 ∙ 1024 átomos de C).
17. Calcule el número de átomos de nitrógeno (N) que hay en 0,643 moles de alanina
(C3H7NO2). (Respuesta: 3,87 ∙ 1023 átomos N).
18. Calcule el número de átomos de oxigeno (O) que hay en 2,33 moles de ácido
benzoico (C7H6O2). (Respuesta: 2,81 ∙ 1024 átomos de O).
19. Calcule el número de átomos de hidrógeno (H) que hay en 0,13 moles de anilina
(C6H7N). (Respuesta: 5,5 ∙ 1023 átomos de H).
20. Calcule cuántos gramos de cobre (Cu) hay en 7,33 ∙ 1023 átomos de este elemento
(Masa Cu: 63,55). (Respuesta: 77,4 g de Cu).
21. Calcule cuántos gramos de níquel (Ni) hay en 9,32 ∙ 1021 átomos de este elemento
(Masa Ni: 58,69). (Respuesta: 0,91 g de Ni).
22. Calcule cuántos gramos de oxigeno (O) hay en 2,44 ∙ 1024 moléculas de ácido
acético (C2H4O2). (Respuesta: 130 g de O).
23. Calcule cuántos gramos de carbono (C) hay en 1,25 ∙ 1022 moléculas de éter
dietílico (C4H10O). (Respuesta: 1,00 g de C).
24. ¿Cuántos gramos de carbono (C) hay en 4,54 g de retinol (C20H30O)? (Respuesta:
3,80 g de C).
25. ¿Cuántos gramos de nitrógeno (N) hay en 20,42 g de rivoflavina (C17H20N4O6)?.
(Respuesta: 3,04 g de N).
26. ¿Cuántos gramos de hidrógeno (H) hay en 2,12 g de naftaleno (C10H8)? (Respuesta:
0,13 g de H).
27. ¿Cuántos gramos de oxígeno (O) hay en 1,00 g de trinitrotolueno (C7H5N3O6)?
(Respuesta: 0,423 g de O).
28. El aminoácido cisteina tiene una masa molar (MM) de 121,16 g/mol. Calcule:
a) Cuántos moles hay en 5,0 g de cisteina.
b) El número de átomos de oxigeno (O) que hay en 2,83 moles de cisteina (considere
que una molécula de cisteina contiene 2 átomos de oxígeno).
(Respuesta: a) 0,042 moles de cisteina; b) 3,41 ∙ 1024 átomos de O).
29. El ácido para‐toluensulfónico tiene una masa molar (MM) de 172,20 g/mol.
Calcule:
a) Cuántos moles hay en 4,83 g de este ácido.
b) El número de átomos de carbono (C) que hay en 0,342 moles de ácido paratoluensulfónico
(considere que una molécula de este ácido contiene 7 átomos de
carbono).
(Respuesta: a) 0,028 moles de ácido para‐toluensulfónico; b) 1,44 ∙ 1024 átomos de C).
30. El anhídrido acético tiene una masa molar (MM) de 102,1 g/mol. Calcule:
a) Cuántos moles hay en 500 g de este compuesto.
b) El número de átomos de hidrógeno (H) que hay en 2,50 moles de anhídrido acético
(considere que una molécula de este compuesto contiene 6 átomos de hidrógeno).
(Respuesta: a) 4,90 moles de anhídrido acético; b) 9,03 ∙ 1024 átomos de H


A

lunes, 4 de junio de 2012

enlace químico


Introducción:

El enlace covalente aparece, generalmente, en moléculas discretas (con un número determinado de átomos) y, también, se da en los llamados sólidos atómicos (o cristales covalentes).
Las dos teorías cuánticas que abordan la formación de este tipo de enlace son la Teoría del enlace de valencia (TEV) y la Teoría de orbitales molecualres (TOM). Durante este curso se estudiará principalmente el primero de ellos.

Teoría del enlace de valencia:

Según la Teoría del enlace de valencia, en la formación de enlaces entre dos átomos participan sus orbitales de la capa de valencia.
Para que se produzca un enlace, generalmente, cada átomo tiene que tener un orbital con un electrón desapareado. La compartición de electrones, propia del enlace covalente, se explica por la aproximación de las nubes de carga de los orbitales, lo que se indica diciendo que los orbitales solapan.
La fórmula molecular, en estos casos, dependerá de la covalencia o valencia covalente de los átomos que enlazan. La valencia covalente es el número de enlaces covalentes que puede formar un átomo y se relaciona con el número de electrones desapareados que el átomo tiene en su configuración fundamental o, en aquella otra, que no se diferencie mucho en energía con la fundamental.
El enlace covalente es un enlace dirigido y saturado. 
Se dice que es saturado porque los elementos tienden a saturar de electrones su capa de valencia de acuerdo con lo indicado en los mecanismos A y A' propuestos por Lewis.
El enlace covalente es direccional porque no está relacionado sólo con un campo electrostático de tipo Coulomb. También puede interpretarse cualitativamente como una consecuencia de la búsqueda de una disposición geométrica de los átomos que enlazan que evite, en lo posible, las repulsiones entre los pares electrónicos enlazantes.

Molécula de H2:
En el caso del hidrógeno gaseoso, H2, según esta teoría, cuando se produzca el solapamiento de los orbitales atómicos 1s de cada hidrógeno, se producirá el enlace:
Solapamiento en ek hidrógeno
Como se observa en la figura anterior, la densidad electrónica aumenta entre los núcleos que enlazan, situándose los átomos a la distancia de equilibrio que correponde a una menor energía. Si se representa la energía del sistema formado por los dos átomos de hidrógeno en función de la distancia de separación, se obtiene una gráfica en la que el mínimo de energía corresponde a esa distancia de enlace.


Energía de enlaceEn la figura se observa como l
a interacción entre los dos átomos es prácticamente nulacuando la distancia internuclear es grande (1).

Al aproximarse los átomos aparecen interacciones que, en global, son atractivas. De esta forma, la energía del sistema disminuye y el sistema se va estabilizando (2).

Cuando los átomos se encuentran a una distancia determinada, se alcanza el mínimo de energía. Esa situación corresponde a la formación del enlace químico y el solapamiento entre los orbitales 1s de los átomos de hidrógeno será el más favorable (3).

Finalmente, se puede considerar la posibilidad de acercar los átomos una distancia menor a la de enlace. En este caso, aparecerán, por un lado, repulsiones entre los núcleos de los átomos y, por otro, entre las zonas de densidad de carga negativa debida a los electrones. Estas repulsiones provocarían la desestabilización del sistema, aumentando su nivel energético(4). Por ello, el sistema tendría tendencia a volver a la situación de equilibrio.


Molécula de HF:


En el caso del fluoruro de hidrógeno, el enlace se explica por el solapamiento entre el orbital 1s del hidrógeno y uno de los orbitales 2p del flúor, evidentemente con el orbital 2p que tenga el electrón desapareado.
Solapamiento en HF
Enlaces sigma (s) y pi (p):
El solapamiento entre dos orbitales se puede producir de dos formas distintas:
  • Por solapamiento frontal. Es decir, sobre la línea de unión imaginaria que une los núcleos. Se dice que se produce un enlace de tipo sigma.
  • Por solapamiento lateral. En este caso, hay dos zonas de solapamiento, una a cada lado de la línea de unión de los núcleos atómicos. Cuando esto ocurre, se dice que el enlace es de tipo pi.
Enlace sigmaEnlace pi
Enlace sigmaEnlace pi

El enlace de tipo pi se da cuando se tiene enlaces múltiples. El enlace sigma estabiliza más la molécula y se produce preferentemente al enlace pi.

Modelo de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (RPECV):

Este método nos va a ayudar, de una forma sencilla, a predecir la geometría molecular. Según éste, como entre los pares de electrones de la capa de valencia de los átomos que enlazan se producen repulsiones, cuando se forma la molécula, sus pares electrónicos se colocan lo más alejados posible unos de otros, para que las repulsiones entre ellos sean mínimas.
Es importante tener en cuenta que a la hora de contabilizar los pares electrónicos, hay que considerar todos; es decir, tanto los de enlace, como los pares de electrones libres.
En la siguiente tabla se recoge la distribución geométrica que origina un número determinado de zonas de densidad de carga alrededor de un átomo:
Número de zonas
 de densidad de carga
Geometría electrónicaÁngulo
2Lineal180º
3Triangular plana120º
4Tetraédrica109.5º
5Bipirámide triangular120º y 90º
6Octaédrica90º
La geometría indicada en esta tabla, se refiere a la de los pares electrónicos. A la hora de considerar la geometría molecular sólo se tendrán en cuenta los pares de enlaces, pero sabiendo que los pares libres originan mayor repulsión que los de enlaces y distorsionan la disposición geométrica.

En la figura siguiente se ejemplifican las diversas geometrías moleculares que se puede obtener a partir de las geometrías electrónicas correspondientes a 2, 3 y 4 zonas de densidad de carga. Esta tabla está en inglés, pero se entiende fácilmente y corresponde al contenido de la página: Molecular Geometry (part. I) perteneciente al capítulo séptimo del libro "Chemistry" de McMurray Fay,  
© 2004 by Prentice-Hall, Inc.

Geometría RPECV


Para visualizar, en tres dimensiones, las diferentes geometrías predichas al aplicar este método, se puede visitar la página La VSEPR en imágenes interactivas 3D © 1995-200x de Ernesto de Jesús Alcañiz, profesor del Departamento de Química Inorgánica de la Universidad de Alcalá.

Hibridación de orbitales en la TEV:

Al deducir la geometría de los pares electrónicos de una molécula, se pueden obtener unas disposiciones que no se corresponden con la de los órbitales atómicos; es decir, si los átomos al enlazar solapan con sus orbitales sp o d, no pueden adquirir la geometría que predice el método RPECV. La Teoría del Enlace de Valencia explica esto, aceptando que los orbitales atómicos sufren una hibridación, o combinación de algunos de ellos, previa a la formación del enlace. En el átomo se forman tantos orbitales híbridos como orbitales atómicos se mezclan.
La tabla siguiente muestra la hibridación de orbitales que se produce para alcanzar cada geometría:

Número de zonas
 de densidad de carga
Geometría electrónicaHibridación
2Linealsp
3Triangular planasp2
4Tetraédricasp3
5Bipirámide triangulardsp3
6Octaédricad2sp3

Propiedades de los compuestos con enlace covalente:

Hay que distinguir entre aquellos en los que la formación de enlaces de tipo covalente da lugar a compuestos moleculares y otros en los que se forman redes tridimensionales:

Las redes covalentes se forman por átomos que se unen entre sí por uniones covalentes, por ello la fuerza de unión es fuerte. Las propiedades de este tipo de compuesto vendrán definidas por este hecho:

  • Presentan elevados puntos de fusión (generalmente subliman si se sigue calentando)
  • Muy poco solubles en cualquier tipo de disolvente.
  • Suelen ser duros.
  • Suelen ser malos conductores de la electricidad.
Son sustancias de este tipo el diamante, SiO2 (cuarzo), carburo de silicio (Si2C), nitruro de boro (BN), etc.

Las sustancias covalentes moleculares se caracterizan porque sus átomos se unen mediante enlaces covalentes, pero forman entidades moleculares individuales. Éstas interaccionan entre sí mediante fuerzas intermoleculares,
 siendo el tipo de fuerza intermolecular presente la responsable de las propiedades que presentan las sustancias:
  • Se pueden presentar en estado sólido, líquido o gaseoso a temperatura ambiente. En general, sus puntos de fusión y ebullición no son elevados, aunque serán mayores cuando las fuerza intermolecular que une a las moléculas sea más intensa.
  • Suelen ser blandas y elásticas, pues al rayarlas sólo se rompen las fuerzas intermoleculares.
  • La solubilidad es variable, siendo solubles en disolventes de polaridad similar. Los compuestos polares se disuelven en disolventes polares, los apolares en los disolventes apolares.
  • En general, son malos conductores de la electricidad. Aunque la conductividad eléctrica se ve favorecida si aumenta la polaridad de las moléculas.
Son muchas las sustancias de este tipo: H2Br2H2O, NH3, compuestos orgánicos, etc.

enlace químico


Enlace covalente


Enlace covalente polar
    
Sin embargo en moléculas formadas por átomos diferentes como HF o HCl, cuyas diferencias de electronegatividades son distintas de cero, no puede existir una compartición electrónica simétrica. La densidad de la nube electrónica estará más próxima al F o Cl que al H. Los enlaces en los que la densidad electrónica es asimétrica se conocen como enlaces polares.
En el caso de HCl, como el Cl es más electronegativo que el H, el par electrónico compartido estará más desplazado hacia el átomo de Cl, y el enlace H-CL será polar
Si la diferencia de electronegatividad es grande, como en la molécula de HCl el enlace será fuertemente polar; si la diferencia es pequeña el enlace será ligeramente polar; y si la diferencia es cero el enlace será no polar.

Modelo de representación de densidad electrónica asimétrica
    
Hemos visto que en un enlace iónico puro hay una total transferencia de electrones de un átomo a otro, y en un enlace covalente puro los electrones están igualmente compartidos. Se puede pensar que un enlace covalente polar es una situación intermedia entre el enlace covalente puro y el iónico. Por ello, se puede relacionar la polaridad del enlace con un cierto carácter iónico parcial del mismo.




E
nlace covalente no polar
    
Los electrones compartidos por una molécula formada por dos átomos iguales se encuentran atraídos con la misma fuerza por los dos núcleos, debido a que la diferencia de electronegatividad es cero. Esto implica que cada uno de los átomos ejerce la misma atracción sobre el par electrónico y el mismo estará, en promedio, a igual distancia entre ambos núcleos, es decir que se presenta una compartición electrónica simétrica. Esto sucede en moléculas comoH2Cl2, F2O2, o N2Los enlaces se denominan no polares y se encuentran siempre en moléculas formadas por átomos idénticos.
Modelo de representación de densidad electrónica simétrica
    

Enlace covalente no polar
    
Los electrones compartidos por una molécula formada por dos átomos iguales se encuentran atraídos con la misma fuerza por los dos núcleos, debido a que la diferencia de electronegatividad es cero. Esto implica que cada uno de los átomos ejerce la misma atracción sobre el par electrónico y el mismo estará, en promedio, a igual distancia entre ambos núcleos, es decir que se presenta una compartición electrónica simétrica. Esto sucede en moléculas comoH2Cl2, F2O2, o N2Los enlaces se denominan no polares y se encuentran siempre en moléculas formadas por átomos idénticos.
Modelo de representación de densidad electrónica simétrica
    
    
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Enlace covalente polar
    
Sin embargo en moléculas formadas por átomos diferentes como HF o HCl, cuyas diferencias de electronegatividades son distintas de cero, no puede existir una compartición electrónica simétrica. La densidad de la nube electrónica estará más próxima al F o Cl que al H. Los enlaces en los que la densidad electrónica es asimétrica se conocen como enlaces polares.
En el caso de HCl, como el Cl es más electronegativo que el H, el par electrónico compartido estará más desplazado hacia el átomo de Cl, y el enlace H-CL será polar
Si la diferencia de electronegatividad es grande, como en la molécula de HCl el enlace será fuertemente polar; si la diferencia es pequeña el enlace será ligeramente polar; y si la diferencia es cero el enlace será no polar.

Modelo de representación de densidad electrónica asimétrica
    
Hemos visto que en un enlace iónico puro hay una total transferencia de electrones de un átomo a otro, y en un enlace covalente puro los electrones están igualmente compartidos. Se puede pensar que un enlace covalente polar es una situación intermedia entre el enlace covalente puro y el iónico. Por ello, se puede relacionar la polaridad del enlace con un cierto carácter iónico parcial del mismo.
    
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Modelos espaciales
 
En estos modelos, cada átomo ocupa un lugar en el espacio y se representa con su tamaño relativo, dando como resultado la geometría de la molécula en cuestión. Tienen la ventaja de dar una idea más real de la posición y el espacio que ocupa cada átomo en la molécula. Sin embargo no brindan información de cómo está formada la unión, ni de la cantidad de electrones externos que cada átomo posee. Son los más difíciles de representar, por lo que los diagramas de Lewis y las fórmulas desarrolladas tienen más difusión. La combinación de todos los modelos es lo que facilita la comprensión de la distribución espacial de las moléculas.
La estructura de Lewis, solo nos permite describir las uniones químicas que se producen entre átomos en una representación bidimensional, pero es imposible establecer, por medio de ella, la orientación espacial o tridimensional de los enlaces cuando se constituyen las moléculas. Para establecer la polaridad de las moléculas es necesario establecer la organización tridimensional que éstas presentan.
Las moléculas de distintas sustancias poseen diferentes formas, y estas se deben, a que los átomos, cuando se unen entre sí adoptan muy diferentes distribuciones geométricas en el espacio.
Generalmente los ángulos y las longitudes de los enlaces se determinan experimentalmente, pero existe una teoría que nos permite predecir la geometría electrónica y molecular, que es congruente con los hechos experimentales, conociendo el número de electrones externos o de valencia que rodean al átomo central. La teoría que postula como se orientan en el espacio los pares de electrones compartidos y no compartidos que rodean al átomo central, en términos de las repulsiones entre dichos pares, se denomina Teoría de la Repulsión de los Pares Electrónicos de Valencia (TRePEV).
Determinar la polaridad de una molécula diatómica, como el Cl2 o HCles bastante sencillo, debido a que la única posibilidad de orientación espacial, en la que la repulsión entre los pares electrónicos sea máxima, es la de una estructura lineal, en la que los centros de los átomos definen una recta. Y, como sólo hay un enlace entre dos átomos, es suficiente con conocer la diferencia de electronegatividad en ese enlace. Si la diferencia de electronegatividad es cero el enlace y la molécula serán no polares,y si la diferencia de electronegatividad es distinta de cero serán polares.
 
  
 
En cambio, en moléculas formadas por más de dos átomos ,la situación no es tan sencilla, porque debemos conocer el ángulo que forman los átomos unidos, y, la polaridad de las mismas depende de la polaridad del enlace y de la geometría molecular.
    
 
Distribución Espacial
 
Geometría Molecular
 
Con el modelo de TRePEV es posible predecir la geometría de las moléculas, conociendo la estructura de Lewis de las mismas, en una forma sistemática.
Para ello es conveniente clasificar a las moléculas en dos categorías, en base a la presencia o ausencia de pares de electrones no compartidos, que llamaremos libres.
Es adecuado analizar los postulados de éste modelo, antes de analizar las dos categorías en que clasificamos a las moléculas.
 
El factor más importante que determina la geometría de una molécula es el número de pares de electrones de valencia (externos) de los átomos centrales involucrados en las uniones. Para poder determinarlos es suficiente con conocer la notación de Lewis del átomo central.
 
 
 
Debido a la interacción electrostática entre los pares de electrones, éstos se repelen entre sí y se orientan en el espacio de manera tal que la distancia entre ellos sea máxima para que la repulsión sea mínima. 
 
 
 
Un par de electrones libres, es decir aquel que no está involucrado en enlaces, repele más fuertemente que un par de electrones enlazante (par compartido por dos átomos), y por éste motivo la densidad electrónica ocupa más espacio. 
 
 
 
Los enlaces múltiples se pueden tratar como si fueran enlaces simples entre átomos adyacentes, a pesar de que en los enlaces múltiples las densidades electrónicas son mayores en la realidad. Ésta aproximación es válida debido a que sólo es realizada con intenciones cualitativas. 
 
 
 
 
 
Geometría Electrónica
Para facilitar la interpretación de estos contenidos, recordando los destinatarios de este curso, sólo consideraremos moléculas formadas por átomos de dos elementos, A y B, en las cuales, A representa el átomo central, generalizándolas con la forma ABx, donde x es un número entero. En el caso de x = 1 tendríamos la molécula diatómicaAB, que como vimos tiene una disposición lineal. Si bien, en la mayoría de los casos x está entre 2 y 6, escapa al nivel de este curso, y sólo tomaremos los modelos en los que x varia entre 1 y 4. Basándonos en esto, analizaremos tres posibles distribuciones de pares electrónicos alrededor del átomo central. Teniendo en cuenta las interacciones electrostáticas entre los pares de electrones de valencia ( o externos), éstos se alejan los más posible entre sí, para que la repulsión entre ellos sea máxima.
 
Distribución de pares electrónicos alrededor de un átomo central A en una molécula
 
Esta distribución de pares electrónicos corresponde al átomo central cuando está rodeado de dos pares de electrones.
Esta distribución de pares electrónicos corresponde al átomo central cuando está rodeado de tres pares de electrones. .
Esta distribución de pares electrónicos corresponde al átomo central cuando está rodeado de cuatro pares de electrones.
    
Geometría Molecular
    
Moléculas en las que el átomo central no tiene pares libres
    
En este tipo de moléculas, en las que el átomo central tiene los electrones de valencia compartidos, es decir enlazados a otros átomos, la geometría electrónica coincide con la geometría molecular. Por razones de simplicidad, no representaremos los electrones externos de los átomos que rodean al átomo central y analizaremos los siguientes casos generales con algunos ejemplos:AB2AB3 y AB4
  
:AB2 Dióxido de carbono(CO2)
Geometría electrónica y molecular:lineal
Debido a que los pares electrónicos se repelen entre sí, se ubican lo más lejos posible, orientándose en una línea recta, formando un ángulo de enlace de 180°
    
AB3 : Trifluoruro de Boro (BF3)
Geometría electrónica y molecular:plana triangular
    
En esta sustancia se presentan tres enlaces covalentes. Los tres enlaces B-F, apuntan hacia los vértices de un triangulo equilátero con el B en el centro del mismo, en la distribución que resulta más estable. Cada uno de los tres ángulos FBF es de 120º.
    
AB4 : Metano (CH4)
Geometría electrónica y molecular:tetraédrica
    
Debido a que en el metano hay cuatro pares enlazantes, la repulsión máxima se presenta cuando se orientan hacia los vértices de un tetraedro. El átomo central, se ubica en el centro del tetraedro y se forman cuatro ángulos de enlace (C-H) de 109,5º.
    
Moléculas en las que el átomo central tiene uno o más pares libres
    
La determinación de la geometría de una molécula es más complicada, si el átomo central tiene además de pares compartidos (pares enlazantes) pares libres, es decir pares de electrones sin compartir, que como distinguimos en los postulados de TRePEV "ocupan" más espacio. Para moléculas en las cuales el átomo central tiene uno o más pares libre, se debe distinguir la geometría electrónica (la distribución total de los pares de electrones) y la geometría de la molécula. Debemos realizar esta distinción debido a que la distribución global de todos los pares de electrones se refiere al ordenamiento de todos los pares de electrones, enlazantes o libres, que rodean al átomo central, y la geometría de una molécula se describe únicamente por ordenamiento de los átomos que la conforman, es decir que sólo se toman en cuenta los pares enlazantes. En las moléculas en las que el átomo central posee pares de electrones libres, la geometría molecular deriva de su geometría electrónica aunque resultan distintas.
    
AB2 con un par de electrones libres: ozono (O3)
 
Geometría electrónica:Triangular
Geometría molecular: Angular
 
Como analizamos en los postulados, los enlaces múltiples se pueden considerar como simples a los efectos de predecir la geometría de la molécula. En esta molécula, que es un caso bastante especial, se puede visualizar al átomo central, el oxígeno, rodeado por tres pares de electrones, con lo que resulta tener una geometría electrónica triangular. De los tres pares, dos son enlazantes, es decir están compartidos por dos átomos, y un par se presenta libre o no compartido. Del análisis de los postulados de TRePEV, el par no comprometido en un enlace (par libre), ocupa más espacio que los pares compartidos, por lo que se produce una disminución del ángulo de enlace, respecto de la geometría electrónica. Por lo tanto los dos enlaces O-O se cierran ligeramente, y el ángulo OOO resulta ser menor a 120º. Experimentalmente se ha encontrado que su valor más exacto es de 119,5º. Por estas razones las moléculas de este tipo poseen una forma angular

    
AB2 con dos pares de electrones libres: agua (H2O).
 
 
En el caso de éste tipo de moléculas, la distribución de los cuatro pares electrónicos es tetraédrica, como se observa en la primer figura. Sobre el átomo central, el oxígeno, quedan dos pares de electrones sin compartir, que tienden a separarse tanto como sea posible, por lo que podemos predecir una disminución del ángulo tetraédrico, siendo en el caso del agua, el ángulo HOH de 104,5º.
 
AB3 con un par de electrones libres: Amoníaco (NH3).
 
Esta molécula presenta tres pares enlazantes y un par no compartido. El átomo central, el N en este caso, está rodeado de cuatro pares de electrones, con lo que la distribución espacial es tetraédrica. Debido a que los el par libre repele a los pares enlazantes más fuertemente, los tres pares compartidos NH se aproximan, con lo que el ángulo de enlace HNH es apenas menor que el ángulo tetraédrico ideal de 109,5º. La forma de estas moléculas es piramidal
Geometría electrónica:Tetraédrica
Geometría molecular: Piramidal

Polaridad de las moléculas
    
Hemos analizado que un enlace polar se forma cuando se unen átomos de distintas electronegatividades, y que se produce una nube electrónica asimétrica, donde el par electrónico compartido está más próximo al átomo de mayor electronegatividad. Para determinar la polaridad de una molécula es necesario conocer su geometría molecular, ya que la existencia de enlaces polares en una molécula, no establece necesariamente la polaridad de la misma. Es decir, que ésta depende tanto de que tenga enlaces polares como de su geometría. Para poder obtener una medida cuantitativa del enlace polar, se puede utilizar el momento dipolo µ, que es el producto de la carga Q y la distancia r entre las cargas
 
µ = Q x r
En una molécula diatómica la carga Q es igual en magnitud a + y -
Para mantener la neutralidad eléctrica las cargas en ambos extremos de las moléculas de una molécula diatómica eléctricamente neutra deben ser iguales en magnitud y de signo contrario. Sin embargo, la cantidad Q en la ecuación se refiere únicamente a la magnitud de la carga y no al signo, por lo que µ siempre es positiva. Una molécula que posee momento dipolo es una molécula polar, una molécula que no posee momento dipolo es una molécula no polar.Las moléculas diatómicas formadas por átomos del mismo elementos, es decir las moléculas de sustancias simples, como H2Cl2F2, etc, carecen de momento dipolo porque no hay separación de carga en estas moléculas, por lo que µ = 0. Esto implica que dichas moléculas son todas no polares. Por otro lado, en las moléculas diatómicas formadas por átomos de distintos elementos, como HCl, HF, etc, sucede lo contrario, en general son todas polares, ya que generalmente poseen momento dipolo, es decir que µ.± 0. El momento dipolo de una molécula formada por tres o más átomos depende tanto de la polaridad del enlace como de la geometría molecular. Por ejemplo, la presencia de un enlace polar no necesariamente implica que la molécula tenga momento dipolar.
Por ejemplo, el caso del CO2 es el de una molécula que tiene enlaces polares, entre C y O, pero que como la geometría de su molécula resulta ser lineal:
Las flechas representan el desplazamiento de la densidad electrónica , desde el átomo menos electronegativo, en este caso el carbono, hacia el átomo más electronegativo, el oxígeno. En esta molécula encontramos dos momentos dipolares, de igual magnitud pero de sentido contrario, con lo que la polaridad total se compensa, ya que la suma de los dos momentos es cero. Es decir que: Cuando µ t = 0 la molécula es no polar, a pesar de tener enlaces polares. En general, las moléculas que tienen geometría lineal del tipo AB2 sin pares de electrones libres son no polares, si los momentos de cada enlace entre átomos se anulan.
En el caso de moléculas con geometría angular, del tipo AB2 con un par de electrones libres, como el SO2 o con dos pares de electrones libres, como el H2O, tienen dos momentos dipolares, que se refuerzan parcialmente entre sí , de tal manera que la molécula tiene un momento dipolar, debido a que la suma de los dos momentos resulta ser distinta de cero. Cuando µ t ± 0 la molécula es polar
 
En moléculas del tipo AB3 sin pares de electrones libres, el BF, tiene tres momentos dipolares presentes de la misma magnitud. La simetría de la forma triangular , significa que los momentos de enlace se cancelan entre sí , es decir que la sumatoria de los momentos es cero (µ t = 0 ) y la molécula resulta ser no polar.
En moléculas del tipo AB3 con un par de electrones libres como elNH,el par libre sobre el átomo de nitrógeno, tiene un momento de enlace que apunta hacia fuera del átomo de nitrógeno, lo que implica que el momento resultante es distinto de cero, como se muestra en la figura, es decir que la molécula de NHes polar.