Teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de Valencia

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1 Teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de Valencia La estructura del Lewis muestra las moléculas en dos dimensiones generalmente con una representación plana de ellos y los pares de electrones ibres quedan representados simplemente como puntos anexos a un átomo ( o como una raya). La teoría de repulsión del par electrónicos permite predecir para los electrones de Valencia que tanto están separados para minimizar las repulsiones en la molécula. Definimos un grupo de electrones como cualquier región localizada alrededor del átomo. Así un grupo electrones puede consistir en un enlace sencillo, en un enlace doble, en un enlace triple, un par solitario e incluso un solo electrones como es el caso de los radicales. Cada uno de estos por separado repelen a otros grupos y trata de ocupar el máximo espacio alrededor del átomo central. Si deseamos representar entre dimensiones estas disposiciones nos permite predecir la forma de la molécula. Ordenamiento de grupos de electrones alrededor del átomo central El ordenamiento de grupos de electrones alrededor del átomo central se denomina grupos de electrones de Valencia que están alrededor del átomo central entonces la forma de la molécula se define por la posición relativa de los núcleos atómicos generando formas geométricas similares a las que podríamos conformar al unir dos o mas globos. Estructuras AXmEn Para clasificarse las diferentes formas moleculares es posible asignarles una clasificación específica del tipo AXmEn donde m y n son números enteros. A es el átomo central, X es el átomo circundante y E es un grupo de electrones de Valencia no enlazados, usualmente en oares solitarios, cuyas formas de acuerdo al número de pares tiene una disposición, una geometría y unos ángulos definidos :

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3 A modo de ejemplo según el numjero de pares electronicos libres podemos presentar las siguientes moléculas : Forma Forma Angulo Geometría AX 2 Lineal 180 o CO 2 AX 3, AX 2 E Trigonal SO 3 SO o AX 4, AX 3 E, AX 2 E 2 Tetraedral o CH 4 NH 3 H 2 O AX 5, AX 4 E, AX 3 E 2, AX 2 E 3, PF5 SF4 CLF3 XeF2 120 o Ecuatorial 90 o axial AX 5, AX 4 E, AX 3 E 2, AX 2 E 3, SF6 BrF5 XeF4 90 o

4 Forma molecular y polaridad la molécula. Conocer la forma de una molécula es una clave para entender el comportamiento físico y químico. Uno de los aspectos más importantes que afecta dar forma molecular es la polaridad de la molécula lo cual pueden Luis en el punto de fusión y ebullición, la reactiva química y las funciones biológicas. La diferencia de electronegatividad, permite predecir sesiona moléculas polar o no por ejemplo el bióxido de carbono tiene una diferencia de EN entre el oxígeno y el carbono de , lo cual nos permite clasificarla como polar. Por otro lado el dióxido de carbono que es lineal nos genera una moléculas y momento bipolar donde la carga se distribuyen equitativamente positiva en el centro y negativa hacia los extremos.

5 Para ver el efecto en la geometría en la carga electrostática comparemos el CCl 4 con HCCL 3 CCl 4 HCCL 3 No polar Polar Carga electropositiva al centro de la molécula ( C) y electronegativa hacia la perfiferia (Cl) Carga electropositiva hacia arriba (hidrogeno) Electronegativa hacia abajo y hacia los costados.

6 Hibridación : Los orbitales atómicos se pueden combinar al traslaparse las formas S o P donde se forman orbitales híbridos que promueven electrones a otros orbitales

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9 Hibridización El carbono contiene 6 electrones, 2 en el primer nivel y 4 en el segundo nivel por lo tanto su estructura electrónica es 1s2 2s2 2p2, Como podemos ver tiene 4 electrones en su capa externa y cada uno puede formar una unión covalente con otros elementos para poder completar sus capas electrónicas. Entre los elementos con los que puede unirse tenemos: O, N, H, etc. Dentro de las uniones covalentes que el carbono es capaz de formar, tenemos las llamadas uniones simples, uniones dobles y uniones triples; según se comparta con un mismo átomo: uno, dos o tres pares de electrones.

10 El carbono es capaz de promover electrones del orbital 2s al 2p generando nuevos orbitales, este fenómeno se lo conoce como Hibridización. Hibridización sp3 Si el carbono, por ejemplo, ha de combinarse con cuatro átomos diferentes para formar cuatro uniones covalentes simples, promueve un electrón del orbital s al orbital p, los electrones se ubicarán en 4 orbitales similares, quedando los 4 electrones en un orbital de energía intermedia entre los orbitales s y p, y a su vez lo más alejados posibles entre ellos para reducir la energía repulsiva entre los electrones en las respectivas órbitas. La geometría resultante es la de un tetraedro regular con los cuatro orbitales ubicados hacia los respectivos vértices, generando ángulos de 109,5 entre ellos. A estos orbitales que surgen de la combinación de un orbital s y los tres orbitales p, se los llama orbitales sp3 Hibridización sp2 Con ciertos elementos como N, O o el mismo C, el carbono puede compartir dos pares de electrones, formando una unión covalente doble. Al combinarse el carbono con otros dos átomos para satisfacer su demanda de cuatro electrones, este se rodeará de tres átomos, siendo la geometría más adecuada la triangular, con tres orbitales orientados hacia los vértices del mismo en ángulos de 120. Estos tres orbitales resultan de la hibridización de un orbital s con dos orbitales p y se denominan, por lo tanto, orbitales sp2. En cada uno de estos 3 orbitales tendremos un electrón del carbono, manteniéndose el cuarto electrón en su orbital p original, con geometría perpendicular al plano de la molécula Hibridización sp Por último, el carbono puede compartir hasta tres de sus cuatro electrones con un mismo átomo, lo cual es factible con N o bien con el mismo Carbono, compartiendo el cuarto electrón con otro átomo. La geometría resultante en este caso es lineal, como consecuencia de la generación de dos orbitales híbridos llamados sp (combinación de un orbital s con un p), los cuales se ubican a 180 uno del otro, generando la geometría lineal comentada. Los electrones restantes se mantienen en sus orbitales p original, los cuales se ubican en planos perpendiculares al eje molecular. Como vemos en el ejemplo del etino (acetileno), en este caso se generan dos orbitales moleculares π de energía de unión relativamente baja, por lo que, como es de imaginar, estos compuestos son aún más habidos de electrófilos que los que presentan doble enlace.

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