Teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de Valencia

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 :
A modo de ejemplo según el numjero de pares electronicos libres podemos presentar las
siguientes moléculas :
Forma
AX2
Forma
Lineal
CO2
Angulo
o
180
AX3, AX2E
Trigonal
SO3
SO2
120
AX4, AX3E, AX2E2
Tetraedral
109.5 o
o
CH4
NH3
H2O
AX5, AX4E, AX3E2,
AX2E3,
PF5
SF4
CLF3
XeF2
o
120
Ecuatorial
90
o
axial
AX5, AX4E, AX3E2,
AX2E3,
SF6
BrF5
XeF4
90
o
Geometría
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 3. 5- 2.5, 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.
Para ver el efecto en la geometría en la carga electrostática comparemos el CCl4 con HCCL3
CCl4
No polar
Carga electropositiva al centro de la molécula
( C) y electronegativa hacia la perfiferia (Cl)
HCCL3
Polar
Carga electropositiva hacia arriba (hidrogeno)
Electronegativa hacia abajo y hacia los costados.
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
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.
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.