viernes, 21 de noviembre de 2008

2.-GEOMETRIA MOLECULAR

2.-GEOMETRIA MOLECULAR
La geometría tridimensional de las moléculas está determinada por la orientación relativa de sus enlaces covalentes. En 1957 el químico canadiense Ron Gillespie basándose en trabajos previos de Nyholm desarrolló una herramienta muy simple y sólida para predecir la geometría (forma) de las moléculas. La teoría por él desarrollada recibe el nombre Teoría de Repulsión de los Pares de Electrones de Valencia (TRPEV) y se basa en el simple argumento de que los grupos de electrones se repelerán unos con otros y la forma que adopta la molécula será aquella en la que la repulsión entre los grupos de electrones sea mínima.







EJEMPLOS.

El CO2es una molécula donde los dos átomos de oxígeno están ligados a un átomo central de carbono.

La estructura de Lewis de esta molécula es:

El BCl3 es una molécula donde los tres átomos de cloro están ligados a un átomo central de boro.
La estructura de Lewis es:
El SO2 es una molécula donde los dos átomos de oxígeno están ligados a un átomo central de azufre.
La estructura de Lewis es:

En el SiF6-2 los seis átomos de flúor están unidos a un átomo central de silicio.
La estructura de Lewis es:

El difluoruro de xenón es una molécula donde los dos átomos de fluor están unidos
a un átomo central de xenón. La estructura de Lewis es:

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REPRESENTACIONES Y CARACTERISTICAS DE LOS ORBITALES ATOMICOS

Podemos decir que un orbital atómico es una zona del espacio donde existe una alta probabilidad (superior al 90%) de encontrar al electrón. Esto supone considerar al electrón como una nube difusa de carga alrededor del núcleo con mayor densidad en las zonas donde la probabilidad de que se encuentre dicho electrón es mayor.
Para que la ecuación de Schrödinger tenga significado físico es necesario imponerle unas restricciones que son conocidas como números cuánticos, que se simbolizan de la misma forma que los obtenidos en el modelo atómico de Bohr:
n : número cuántico principall : número cuántico del momento angular orbitalm : número cuántico magnéticos : número cuántico del spin electrónico
Estos números cuánticos sólo pueden tomar ciertos valores permitidos:
para n : números enteros 1, 2, 3,… para l : números enteros desde 0 hasta (n-1)para m : todos los números enteros entre +l y -l incluido el 0para s : sólo los números fraccionarios -1/2 y +1/2
Los valores del número cuántico n indican el tamaño del orbital, es decir su cercanía al núcleo.
Los valores del número cuántico l definen el tipo de orbital:
Si l = 0 el orbital es del tipo sSi l = 1 los orbitales son del tipo pSi l = 2 los orbitales son del tipo dSi l = 3 los orbitales son del tipo f
Veamos los orbitales posibles según el valor de los números cuánticos:
Si n = 1 entonces el número cuantico l sólo puede tomar el valor 0 es decir sólo es posible encontrar un orbital en el primer nivel energético en el que puede haber hasta dos electrones (uno con spin +1/2 y otro con spin -1/2). Este orbital, de apariencia esférica, recibe el nombre de 1s:
Si n = 2 , el número l puede tomar los valores 0 y 1, es decir son posibles los tipos de orbitales s y p. En el caso de que sea l = 0, tenemos el orbital llamado 2s en el que caben dos electrones (uno con spin +1/2 y otro con spin -1/2):
Si l = 1 tendremos orbitales del tipo p de los que habrá tres diferentes según indicarían los tres valores (+1, 0, -1) posibles del número cuántico m, pudiendo albergar un máximo de dos electrones cada uno, con valores de spin +1/2 y -1/2, es decir seis electrones como máximo:
Si n = 3 son posibles tres valores del número cuántico l: 0,1 y 2. Si l = 0 tendremos de nuevo un orbital del tipo s:

si l = 1 tendremos los tres orbitales del tipo p:
y si l = 2 los orbitales serán del tipo d, de los que habrá cinco diferentes según indican los cinco valores posibles (+2, +1, 0, -1, -2) para el número cuántico m y que podrán albergar un total de diez electrones:
Si n = 4, son posibles cuatro tipos de orbitales diferentes. De tipo s (para l = 0):

De tipo p (para l = 1):
De tipo d (para l = 2):
De tipo f (para l = 3) de los que habrá siete diferentes según indican los siete valores posibles (+3, +2, +1, 0 -1, -2, -3) del número cuántico m, que podrán albergar un total de catorce electrones:

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