UNIDAD DIDÁCTICA 3: EL ENLACE QUÍMICO (2ª PARTE)
APARTADO 14 - TEORÍA DE REPULSIÓN DE LOS PARES DE LA CAPA DE VALENCIA (TRPECV) QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA
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QUÍMICA. 2º DE BACHILLERATO
PROFESOR: CARLOS MARTÍN ARTEAGA
UNIDAD DIDÁCTICA 3
EL ENLACE QUÍMICO
PARTE 2: EL ENLACE COVALENTE
14.- TEORÍA DE REPULSIÓN DE LOS PARES DE LA CAPA DE
VALENCIA (TRECPV)
ESTUDIA / APRENDE
En qué consiste el modelo de repulsión de pares de electrones para la deducción de la geometría de una molécula.
La geometría de las moléculas cuyo átomo central solo tiene pares enlazantes: moléculas de dihidruro de berilio, dióxido de carbono, cianuro de hidrógeno, borano, metano, pentacloruro de fósforo y hexafluoruro de azufre.
La geometría de las moléculas cuyo átomo central tiene pares enlazantes y no enlazantes: moléculas de amoniaco, agua y dióxido de azufre.
La geometría de los iones poliatómicos.
La deducción de la geometría de moléculas y los iones poliatómicos similares a todos los anteriores
El modelo TRPECV permite predecir la geometría si se conoce el número de electrones de valencia que rodean el átomo central. Según este modelo los pares de electrones de valencia (participen en el enlace o no) se repelen mutuamente y por lo tanto deben adoptar una disposición espacial que minimicen estas repulsiones. Estos pares de electrones se disponen alrededor del átomo central de forma que experimenten la mínima repulsión entre sí, es decir, adoptando la distribución más alejada posible entre ellos en el espacio.
El número de pares de electrones alrededor de un átomo, tanto enlazantes como no enlazantes, se denomina número estérico.
A la hora de contabilizar pares enlazantes, tanto el enlace doble (dos pares de electrones compartidos), como el enlace triple (tres pares de electrones compartidos) son considerados por este modelo como un solo par.
GEOMETRÍA DE LAS MOLÉCULAS CUYO ÁTOMO CENTRAL SOLO TIENE PARES ENLAZANTES
Vamos a ver la geometría de las moléculas en las que no hay pares no enlazantes. La repulsión de los pares enlazantes hace que la molécula adopte una determinada geometría ya que en la dirección de cada par de enlace se sitúa un átomo. Supongamos que A es el átomo central y B los átomos que rodean a dicho átomo central. Vamos a ver moléculas del tipo AB2, AB3, AB4, AB5 y AB6.
TIPO DE MOLÉCULA: AB2
Dos pares de electrones enlazantes. Sin pares no enlazantes.
Geometría lineal: Los dos pares enlazantes alrededor del átomo central están localizados en lados opuestos y separados por un ángulo de 180º.
Ejemplo BeH
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Ejemplo CO
2:
Ejemplo CNH:
TIPO DE MOLÉCULA: AB3
Tres pares de electrones enlazantes. Sin pares no enlazantes.
Geometría plana trigonal: Los tres pares de electrones en torno al átomo central están situados en el mismo plano separados por un ángulo de 120º.
Ejemplo BH
3:
TIPO DE MOLÉCULA: AB4
Cuatro pares de electrones enlazantes. Sin pares no enlazantes.
Geometría tetraédrica: Los cuatro pares de electrones alrededor del átomo central, están ubicados en el espacio con una separación máxima equivalente a un ángulo de 109,5º. Si unimos linealmente los núcleos de los átomos exteriores obtenemos un tetraedro en cuyo centro se encuentra el átomo central.
Ejemplo CH
4:
TIPO DE MOLÉCULA: AB5
Cinco pares de electrones enlazantes. Sin pares no enlazantes.
Geometría bipiramidal trigonal: Los tres átomos exteriores que se encuentran en el mismo plano forman con el átomo central ángulos de 120º. Los dos átomos restantes se encuentran perpendiculares a este plano (ángulos de 90º).
Ejemplo PCl
5:
TIPO DE MOLÉCULA: AB6
Seis pares de electrones enlazantes. Sin pares no enlazantes.
Geometría octaédrica: Disposición y geometría octaédrica con ángulos de enlace de 90º.
Ejemplo SF
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GEOMETRÍA DE LAS MOLÉCULAS CUYO ÁTOMO CENTRAL TIENE PARES ENLAZANTES Y
ANTIENLAZANTES
En estas moléculas, además de las repulsiones de los pares enlazantes, se debe tener en cuenta las repulsiones entre los pares enlazantes y no enlazantes y entre los pares únicamente antienlazantes.
TIPO DE MOLÉCULA: AB3
Tres pares de electrones enlazantes. Un par no enlazante.
Geometría pirámide trigonal: Los cuatro pares de electrones en torno al átomo central se sitúan en el espacio con una geometría tetraédrica como la del CH4 que vimos antes. Como uno de los pares es antienlazante (no
compartido), los átomos exteriores se sitúan en tres vértices del tetraedro, obteniéndose una pirámide trigonal al unir los núcleos de los cuatro átomos que forman la molécula. Por las repulsiones con el par antienlazante, los ángulos de enlace se reducen un poco y es de 107º.
Ejemplo NH
3:
TIPO DE MOLÉCULA: AB2
Dos pares de electrones enlazantes. Un par no enlazante.
Geometría plana trigonal: Los tres pares de electrones en torno al átomo central están situados en el mismo plano separados por un ángulo de 120º.
Ejemplo SO2:
En el diagrama de Lewis vemos dos pares enlazantes (uno doble y uno simple) y un par no enlazante.
TIPO DE MOLÉCULA: AB2
Dos pares de electrones enlazantes. Dos pares no enlazantes.
Geometría angular: Los cuatro pares de electrones en torno al átomo central se sitúan en el espacio con una geometría tetraédrica como la del CH4 que vimos antes. Como dos de los pares son antienlazantes (no
compartidos), los átomos exteriores se sitúan en dos vértices del tetraedro, obteniéndose una molécula angular al unir los núcleos de los tres átomos que forman la molécula. Por las repulsiones con los pares antienlazantes, el ángulo de enlace se reduce algo más y es de 104,5º.
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GEOMETRÍA DE LOS IONES POLIATÓMICOS
La estructura se determina siguiendo el mismo modelo que hemos visto en las moléculas. Tenemos que hacer los diagramas de Lewis y determinar el número de pares enlazantes y no enlazantes alrededor del átomo central. Vemos los siguientes ejemplos:
ION NITRITO
NO2―. Su diagrama de Lewis es:
Dos pares enlazantes (uno doble y uno sencillo) y un par no enlazante (recordamos la molécula de dióxido de azufre). Luego tenemos una geometría angular:
ION NITRATO
NO3―. Su diagrama de Lewis es:
Tres pares enlazantes (uno doble y dos sencillos) y sin pares no enlazantes (recordamos la molécula de borano): Geometría triangular plana con ángulos de 120º:
ION CLORATO
ClO3―. Su diagrama de Lewis es:
Con tres pares enlazantes (dos dobles y uno sencillo) y un par no enlazante (recordamos la molécula de amoniaco): geometría piramidal trigonal.
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ION CARBONATO
CO3=. Su diagrama de Lewis es:
Con tres pares enlazantes (uno doble y dos sencillos) y sin pares no enlazantes (recordamos la molécula de borano): Geometría triangular plana con ángulos de 120º:
ION SULFATO:
SO4=. Su diagrama de Lewis es:
Con cuatro pares enlazantes (dos dobles y dos sencillos) y sin pares no enlazantes (recordamos la molécula de metano): geometría tetraédrica con ángulos de 109,5º:
Con este método sin embargo surgía alguna discrepancia entre el valor previsible de los ángulos de una molécula y los valores reales calculados con las más modernas técnicas.
Para resolverlas surgió la TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN DE LOS ORBITALES ATÓMICOS.