da informacion de como debe predecirse la geometria de una determinada molecula y tambien sobre la polaridad de las mismas

1. GEOMETRÍA MOLECULAR

4. El enlace covalente entre dos átomos puede ser polar o apolar. Esto depende del tipo de átomos que lo conforman: si los átomos son iguales, el enlace será apolar (ya que ningún átomo atrae con más fuerza los electrones). Pero, si los átomos son diferentes, el enlace estará polarizado hacia el átomo más electronegativo, ya que será el que atraiga el par de electrones con más fuerza. Por ejemplo, tenemos la molécula de hidrógeno y la de fluoruro de hidrógeno: Vemos que en el enlace H-H ningún átomo es más electronegativo que el otro. Por tanto, el par de electrones no se polariza y podemos decir que el momento dipolar (µ) es cero. En el caso del enlace H-F, el flúor es más electronegativo que el hidrógeno. Por tanto, el par de electrones se siente atraído hacia el flúor. Podemos representar esta polarización del enlace por medio de una flecha, que SIEMPRE apunta al átomo más electronegativo. En el caso del H-F, el momento dipolar (µ) es diferente de cero. El momento dipolar es una medida cuantitativa de la polaridad de una molécula. En presencia de un campo eléctrico, aquellas moléculas polares (es decir, aquellas con un momento dipolar diferente a cero) son alineadas en la dirección del campo, mientras que las moléculas apolares no se ven afectadas. En el caso de moléculas con más de dos átomos, el momento dipolar dependerá de la polaridad de todos sus enlaces y de la geometría molecular. La presencia de enlaces polares NO IMPLICA necesariamente que la molécula sea polar.

5. ENLACES COVALENTES NO POLARES POLARES 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 como H2, Cl2, F2, O2, o N2. Los enlaces se denominan no polares y se encuentran siempre en moléculas formadas por átomos idénticos. 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

6. GEOMETRÍA MOLECULAR Para conocer los ángulos de enlace de los átomos que forman una determinada molécula y luego deducir si esta es o no polar, es necesario analizar la disposición espacial de sus átomos, es decir, su geometría molecular. Se han propuesto varios modelos teóricos para deducir la geometría de una molécula. Uno de los más sencillos es la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia (TRePEV), basada en el número de pares de electrones de valencia (los electrones del nivel más externo de un átomo, que se simbolizan en las estructuras de Lewis) dispuestos alrededor del átomo central de una molécula. Los postulados básicos de la TREPEV son cuatro: 1. El factor determinante de la geometría de una molécula es el número de pares de electrones de valencia (compartidos y no compartidos) alrededor del átomo central. 2. Los pares de electrones (compartidos y no compartidos) se repelen entre sí y se distribuyen espacialmente a la mayor distancia angular posible,para que la repulsión sea mínima. 3. Los pares de electrones no compartidos "ocupan" mayor lugar en el espacio que los pares de electrones compartidos. 4. A los fines de la determinación de la geometría molecular, los dobles y triples enlaces se consideran simples

8. Moléculas en las que el átomo central no tiene pares libres de e- Moléculas en las que el átomo central tiene uno o más pares libres de e- 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. Se las representa en forma general así: AB2, AB3 y AB4. Por ejemplo: CO2, BF3, CH4 Para moléculas en las cuales el átomo central tiene uno o más pares de e- libres, se debe distinguir la geometría electrónica 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. Por ejemplo: NH3, H2O

11. GEOMETRÍA MOLECULAR DE IONES Estos son algunos ejemplos Carbonato y nitrato: triangular plana Amonio, sulfato, perclorato: tetraédrica Clorato, bromato: piramidal Clorito:

12. nitrato carbonato perclorato sulfato amonio