Teoría de repulsión de pares de electrones de valencia

Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia

PRESENTADO POR:

• ALBA SERRACIN

• NICANOR SERRACIN

• HENRRY SERRANO

• NICANOR ALMILLATEGUI

• MUNIR JBARA


AGENDA

Resumen Algunos Conceptos Claves ¿En que se Sustenta? Antecedentes Otras teorías similares Tipos de geometría molecular Reglas de Aplicación Tabla de geometría molecular.


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EN RESUMEN…

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.


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ALGUNOS CONCEPTOS CLAVES

Numero estérico: Es el numero total de pares electrónicos (solitarios y enlazantes) alrededor del átomo central

EJ.: Numero estérico del S=5


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ALGUNOS CONCEPTOS CLAVES

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.


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¿EN QUE SE SUSTENTA?

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.


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ANTECEDENTES…

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.

Nevil Sidgwick


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ANTECEDENTES…

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.


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OTRAS TEORÍAS SIMILARES.

Método AXE: Este método permite determinar la estructura molecular indicando el número de átomos centrales, átomos sustituyentes periféricos y pares de electrones no compartidos.


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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


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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.


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14TIPOS DE GEOMETRÍA MOLECULAR

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 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 AX2E1

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-).


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REGLAS DE APLICACIÓN.

1. Los pares de electrones (compartidos y no compartidos) tienden a situarse en aquellas posiciones que minimicen las repulsiones entre ellos. Las geometrías ideales son:

Nº de pares de electrones Geometría

2 Lineal (AB2)3 Trigonal (AB3 o AB2E)4 Tetraédrica (AB4 o AB3E)

5Bipirámide trigonal (AB5 o

AB4E)6 Octaédrica (AB6 o AB5E)

Geometrías moleculares: (a) lineal; (b) angular; (c) plana trigonal; (d) pirámide trigonal

(e) tetraédrica; (f) planocuadrada; (g) pirámide cuadrada; (h) bipirámide trigonal (i) octaédrica.


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2. Las repulsiones decrecen en importancia en el orden:

PNC-PNC > PNC-PE > PE-PE

siendo PNC = Par no compartido y PE = par de enlace.




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3. Los pares de enlace de elementos electronegativos ocupan menos espacio que los de elementos electropositivos.




31TABLA DE GEOMETRÍA MOLECULAR.


32Reglas adicionales para la predicción de la geometría molecular

Las repulsiones ejercidas por los pares de enlace disminuyen al aumentar la electronegatividad de los átomos periféricos. Por ejempo, si se comparan el NH3 con el NF3, moléculas con el átomo central pertenecientes al mismo grupo, y misma geometría, (piramidal), los ángulos de enlace son, respectivamente : 106.6 º y 102.2 º. Téngase en cuenta que el F presenta una electronegatividad de 3,98, en la escala de Pauling, y el H de sólo 2,20.

La formación de enlaces múltiples, (dobles) no afecta a la estereometría de la molécula, la cual está determinada fundamentalmente por los enlaces \sigma y los pares de electrones libres.



La repulsión entre pares de electrones no enlazantes de átomos con capas llenas es mayor que la repulsión entre pares de electrones no enlazantes pertenecientes a átomos con capas de valencia incompleta. Como se puede observar en la progresiva disminución de los ángulos de la secuencia de moléculas H2S, H2Se, H2Te, H2O.

Cuando el átomo central presenta la capa de valencia incompleta, y uno o más orbitales libres vacíos, existe una tendencia a que los pares de electrones libres de los átomos periféricos se transfieran al primero, como ocurre en el BF3. Los pares de electrones libres que rodean a los átomos de fluor pueden cederse al orbital pz vacío del B.



Cuando hay 5 ó 7 pares de electrones las posiciones no son completamente equivalentes. Por ejemplo, en una molécula con geometría de bipirámide trigonal (5 pares), como es el caso del PF5 se pueden distinguir posiciones axiales y posiciones ecuatoriales.


35Gracias por su Atención……

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