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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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Rupturas 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 catión
1)
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 Cl
Carga postiva pequeña
Menor electronegatividad
Carga negativa pequeña
Mayor electronegatividad

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Los 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 de las Moléculas
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
Polaridad de las Moléculas
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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Polaridad de las Moléculas
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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Polaridad de las Moléculas
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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