TREPEV: TEORÍA DE REPULSIÓN DE LOS PARES ELECTRÓNICOS DE VALENCIA

TREPEV: TEORÍA DE REPULSIÓN DE LOS PARES ELECTRÓNICOS DE VALENCIA

Permite predecir como se ubican los átomos de una molécula en el espacio. Se basa en 4 postulados:
1 - El factor más importante que determina la geometría molecular son los pares de electrones que rodean al átomo central.
2 - Los pares de electrones se repelen entre sí alejándose lo más posible para que esa repulsión seamínima.
3 - Los pares de electrones libres se mueven más libremente, por lo que ocupan más espacio.
4 - A los efectos de la geometría molecular los enlaces dobles o triples se consideran simples.
Estructuras sin electrones libres: (α es el ángulo entre los grupos de electrones que rodean al átomo central)
Ej: GEOMETRÍA MOLECULAR
TREPEV: TEORÍA DE REPULSIÓN DE LOS PARES ELECTRÓNICOS DE VALENCIAPermite predecir como se ubican los átomos de una molécula en el espacio. Se basa en 4 postulados:
1 - El factor más importante que determina la geometría molecular son los pares de electrones que rodean al átomo central.
2 - Los pares de electrones se repelen entre sí alejándose lo más posible para que esa repulsión sea mínima.
3 - Los pares de electrones libres se mueven más libremente, por loque ocupan más espacio.
4 - A los efectos de la geometría molecular los enlaces dobles o triples se consideran simples.
Estructuras sin electrones libres: (α es el ángulo entre los grupos de electrones que rodean al átomo central)

CO2 O = C = O geometría molecular lineal α = 180°

BF3 geometría molecular triangular ángulo alfa= 120º

CH4 geometría molecular tetraédrica α = 109°5’Estructuras con electrones libres:
Para realizar estas estructuras es necesario tomar en cuenta la geometría electrónica, donde se representan todos los pares electrónicos que rodean al átomo central aunque no estén compartidos. En la geometría molecular no se colocan los pares de electrones no compartidos.

SO2 geometría electrónica triangular
geometría molecular angular (ángulo alfa= 120º)

NH3geometría electrónica tetraedrica
geometría molecular piramidal (ángulo alfa= 109º5)
H2O geometría electrónica tetraédrica α =109°5’
geometría molecular angular
FUERZAS INTERMOLECULARES O FUERZAS DE VAN DER WAALS
Como consecuencia de la estructura que presentan las moléculas se producen entre ellas diferentes fuerzas de atracción.
Estas fuerzas son de distinta intensidad y mantienen unidas a lasmoléculas entre sí, determinando los puntos de fusión y de ebullición, los estados de agregación (líquido, sólido, gaseoso), la solubilidad de los solutos en distintos solventes y la dureza que tendrán los cuerpos sólidos moleculares.

Fuerzas de London:
El movimiento de los electrones en las moléculas no polares provoca la aparición de un polo positivo y un polo negativo (dipolo transitorio)que determina una atracción entre dichas moléculas. Estos dipolos actúan sobre moléculas cercanas e inducen a la formación de otros dipolos. Las fuerzas de London son más intensas cuanto mayor es la masa molecular de una sustancia.

Fuerzas dipolo-dipolo:
Cuando dos moléculas polares se aproximan, se produce una atracción entre el polo positivo de una de ellas y el negativo de la otra. Así seproduce una fuerza que es tanto más intensa cuanto mayor es la polarización de las moléculas.
Las fuerzas dipolo-dipolo son algo más intensas que las de London.

Unión puente de hidrógeno:
Se produce en moléculas polares que contienen hidrógeno unido a un átomo de elevada electronegatividad como el flúor, el oxígeno o el nitrógeno.
Los enlaces H - F, H - O y H - N están muy polarizados, de maneraque el átomo de hidrógeno de una molécula atrae al polo negativo de la otra molécula, cuyo átomo de hidrógeno atarear a su vez al polo negativo de otra molécula, y así sucesivamente, originándose ordenadas, como, por ejemplo, la que presenta el hielo.
La unión puente de hidrógeno es la fuerza más intensa de todas las uniones intermoleculares.

Ejercitación:
En base a las características de...