Teoría de la repulsión de los electrones de la capa de valencia
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Teoría de la repulsión de los electrones de la capa de valencia Teoría de la repulsión de los electrones de la capa de valencia Presentation Transcript

  • SUBGRUPO NUMERO 10:Josué FritzAlejandra RocaLeonardo Redondo.QUIMICA GENERAL.
  •  La Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia (TRePEV, teoría RPECV o teoría VSEPR, ó también llamada teoría Gillespie-Nyholm por sus dos principales desarrolladores) es un modelo en química para predecir la forma de cada una de las moléculas basado en el grado de repulsión electrostática de los pares de electrones.
  •  Numero estérico: Es el numero total de pares electrónicos (solitarios y enlazantes) alrededor del átomo centralEJ.: Numero estérico del S =5 View slide
  •  La geometría molecular: Se refiere a la disposición tridimensional de los átomos que constituyen una molécula. Determina muchas de las propiedades de las moléculas, como son la reactividad, polaridad, fase, color, magnetismo, actividad biológica, etc. View slide
  •  La TRePEV (Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia) está basada en la idea de que la geometría de una molécula, o ion poliatómico, del tipo ABn, donde A es el átomo central y B los átomos periféricos, o ligandos, está condicionada, principalmente, por la repulsión, de tipo culombiana, entre los pares de electrones de la capa de valencia alrededor del átomo central.
  •  Hacia 1940, los científicos Nevil Sidgwick y Herbert Powell de la Universidad de Oxford desarrollaron la teoría que predice la forma de las moléculas sencillas y sus ángulos de enlace a partir de sus estructuras de Lewis, indicando las posiciones en que se sitúan los pares de electrones del átomo central de una molécula.
  •  Luego, en 1957, los científicos Ronald Gillespie y Ronald Sydney Nyholm del University College London refinaron el concepto construyendo una teoría detallada que permitía elegir, entre varias alternativas geométricas, la más adecuada para una molécula determinada.
  •  Método AXE: Este método permite determinar la estructura molecular indicando el número de átomos centrales, átomos sustituyentes periféricos y pares de electrones no compartidos.
  •  Teoría Orbital Molecular: es un modelo más sofisticado para entender cómo átomos y electrones se ensamblan en moléculas e iones poliatómicos, que se concentra más en la formación de enlaces Sigma y Pi
  •  Teoría del enlace de valencia: explica la naturaleza de un enlace químico en una molécula, en términos de las valencias atómicas. La teoría del enlace de valencia resume la regla que el átomo central en una molécula tiende a formar pares de electrones, en concordancia con restricciones geométricas, según está definido por la regla del octeto.
  •  Molécula diatómica: con esta se representan las moléculas que se encuentran en su estado puro, sin enlazarse con otras. Por ejemplo: O2.
  •  Geometría molecular lineal: describe la disposición de distintos átomos con enlaces de 180º. Por ejemplo: CO2
  •  Geometría molecular angular: describe la disposición de los electrones en el espacio en torno a aquellas moléculas de tipo AX2E1 o AX2E2, según la VSEPR, es decir, aquellas moléculas con dos pares de Geometría de toda molécula AX2E1 electrones enlazantes y uno o dos pares no enlazantes. Debido a la existencia de numerosas moléculas con una de estas dos estructuras electrónicas, este tipo de geometría es predominante. Por ejemplo: SO2 para la disposición AX2E1; y SCl2 para la disposición AX2E2. Geometría de toda molécula AX2E2
  •  Modelo trigonal plano: es un tipo de geometría molecular con un átomo en el centro y tres átomos en las esquinas de un triángulo, llamados átomos periféricos, todo ellos en el mismo plano. Por ejemplo: SO3.
  •  Modelo piramidal trigonal: tipo de geometría molecular con un átomo en el vértice superior y tres átomos en las esquinas de un triángulo, en un plano inferior. Cuando los tres átomos en las esquinas son iguales, la molécula pertenece al grupo puntual C3v. Ejemplo: XeO3.
  •  Modelo molecular en forma de T: describe la estructura adoptada por algunos compuestos en los que un átomo central tiene tres ligandos. Por lo general, los compuestos de coordinación con un átomo central y tres sustituyentes adoptan geometrías trigonales planas o piramidales. Ejemplos de moléculas en forma de T son los trifluoruros de halógeno
  •  Modelo geométrico en forma de balancín: describe la disposición de cuatro átomos en torno a un átomo central con un par de electrones no enlazantes. La presencia de este par de electrones evita la existencia de una geometría molecular bipiramidal trigonal, ya que la repulsión originada altera los ángulos de enlace de los átomos cercanos, los cuales se disponen formando una figura parecida a la de un balancín.
  •  Modelo molecular cuadrado plano: Describe la estereoquímica (disposición espacial de los átomos) que adoptan ciertos compuestos químicos. Como el propio nombre sugiere, las moléculas que poseen esta geometría tienen sus átomos colocados en las esquinas de un cuadrado que están en el mismo plano del átomo central.
  •  Modelo bipiramidal trigonal: describe la disposición de seis átomos, cinco de los cuales se ubican en torno a el átomo restante, formando una bipirámide triangular. Ejemplo: PCl5
  •  Modelo octaédrico: se le llama a la forma de los compuestos en los que seis ligandos (átomos, moléculas o iones) se disponen alrededor de un átomo o ion central, definiendo los vértices de un octaedro. Se trata de una estructura muy común, y que es muy estudiada por su importancia en la química de coordinación de los metales de transición.
  •  Modelo piramidal pentagonal: describe la geometría molecular o forma de ciertos compuestos químicos en los que seis átomos o grupos de átomos o ligandos se organizan alrededor de un átomo central, en los vértices de una pirámide pentagonal. Es una de los pocos casos de geometría molecular con ángulos de enlace desiguales.
  •  Modelo bipiramidal pentagonal: tipo de geometría molecular con un átomo central unido mediante enlaces covalentes a siete ligandos situados en las esquinas o vértices de una bipirámide pentagonal.
  •  Modelo tetraédrico: en la que un átomo central se encuentra en el centro enlazado químicamente con cuatro sustituyentes que se encuentran en las esquinas de un tetraedro. Algunos ejemplos de especies químicas con esta geometría son el metano (CH4), el ion amonio (NH4+), o los aniones sulfato (SO42-) y fosfato (PO43-).
  • 1. Los pares de electrones(compartidos y nocompartidos) tienden asituarse en aquellasposiciones que minimicenlas repulsiones entre ellos.Las geometrías ideales son: Geometrías moleculares: (a) lineal; (b) angular; (c) plana trigonal; (d) pirámide trigonal (e) tetraédrica; (f) Nº de pares planocuadrada; (g) pirámide cuadrada; (h) bipirámide Geometría trigonal y (i) octaédrica. de electrones 2 Lineal (AB2) 3 Trigonal (AB3 o AB2E) 4 Tetraédrica (AB4 o AB3E) 5 Bipirámide trigonal (AB5 o AB4E) 6 Octaédrica (AB6 o AB5E)
  • 2. Las repulsiones decrecen enimportancia en el orden:PNC-PNC > PNC-PE > PE-PEsiendo PNC = Par no compartidoy PE = par de enlace. Geometrías moleculares: (a) lineal; (b) angular; (c) plana trigonal; (d) pirámide trigonal (e) tetraédrica; (f) planocuadrada; (g) pirámide cuadrada; (h) bipirámide trigonal y (i) octaédrica
  • 3. Los pares de enlacede elementoselectronegativosocupan menos espacioque los de elementoselectropositivos. Geometrías moleculares: (a) lineal; (b) angular; (c) plana trigonal; (d) pirámide trigonal (e) tetraédrica; (f) planocuadrada; (g) pirámide cuadrada; (h) bipirámide trigonal y (i) octaédrica
  •  El metano (CH4) es tetraédrico porque hay cuatro pares de electrones. Los cuatro átomos de hidrógeno están posicionados en los vértices de un tetraedro, y el ángulo de unión es de 109.5°. Esto es una molécula del tipo AB4. A el átomo central y B representa a los otros átomos.
  •  El amoníaco (NH3) tiene tres pares de electrones involucrados en la unión, pero hay un par suelto de electrones en el átomo de nitrógeno. No está unido a ningún otro átomo; aun así, influencia a la geometría a través de repulsiones. Como en el metano, hay cuatro regiones de densidad de electrones. Por lo tanto, la orientación general de las regiones de densidad electrónica es tetraédrica. Por otra parte, solo hay tres átomos externos. Esto es una molécula del tipo AB3E porque el par de electrones suelto es representado por una E. La forma general de la molécula es una pirámide trigonal porque el par suelto no es "visible". La geometría de una molécula se obtiene a partir de la relación de los átomos aún a pesar de que puede ser influenciada por los pares de electrones sueltos.
  •  Use la teoría RPECV para predecir las estructuras de los siguientes iones. Todos los enlaces en las estructuras son sencillos. Suponga que cada átomo de halógeno contribuye con un electrón al nivel de valencia del átomo central para la formación del enlace.A. TiCl2+B. AsF2+C. IBr2-D. SnCl3-E. ClF4-
  •  Use la teoría RPECV para predecir las estructuras de los siguientes iones. Todos los enlaces en las estructuras son sencillos. Suponga que cada átomo de halógeno contribuye con un electrón al nivel de valencia del átomo central para la formación del enlace.A. TiCl2+B. AsF2+C. IBr2-D. SnCl3-E. ClF4-