Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

Grado 11 → Enlace Químico y Estructura Molecular ↓


Teoría VSEPR


La teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (VSEPR, por sus siglas en inglés) es un método simple pero efectivo utilizado en química para predecir la forma o geometría de las moléculas. Esta teoría, propuesta por Ronald Gillespie y Ronald Nyholm a principios de la década de 1960, es esencial para comprender las estructuras moleculares determinadas por las interacciones de pares de electrones alrededor del átomo central en la molécula.

Fundamentos de la teoría VSEPR

La teoría VSEPR se basa en varios principios fundamentales que guían la predicción de formas moleculares:

  1. Los pares de electrones, tanto enlazados como no enlazados (pares solitarios), se repelen entre sí y por lo tanto se organizan en posiciones lo más alejadas posible alrededor del átomo central.
  2. La geometría de una molécula está determinada por el número y tipo de pares de electrones presentes alrededor del átomo central.
  3. Los pares solitarios ejercen una mayor repulsión que los pares de enlace, causando que los ángulos de enlace se desvíen de sus valores ideales.

Tipos de pares de electrones

Antes de explorar las formas moleculares, es necesario entender los dos tipos de pares de electrones considerados en la teoría VSEPR:

  • Par de enlace: Estos se comparten entre dos átomos para formar un enlace covalente.
  • Pares no enlazantes (pares solitarios): Estos no se comparten entre átomos pero pertenecen al mismo átomo, lo que usualmente afecta más la forma debido a su fuerza de repulsión.

Geometría molecular general

A continuación se presentan geometrías moleculares comunes según la teoría VSEPR junto con ejemplos visuales:

Geometría lineal

AB

Las moléculas del tipo AB 2 tienen una geometría lineal, donde los dos átomos B se encuentran a 180 grados del átomo central A. Un ejemplo de esto es el dióxido de carbono, CO 2.

Geometría trigonal planar

ABB

Las moléculas como BF 3 tienen geometría trigonal planar. Aquí, los átomos B están separados a 120 grados en un plano.

Geometría tetraédrica

ABBB

La geometría tetraédrica, con un ángulo de enlace de aproximadamente 109.5°, se observa en moléculas como el metano, CH 4.

El efecto de los pares solitarios

Los pares solitarios son importantes para determinar la forma de la molécula. Ocupan más espacio debido a un aumento en la repulsión, lo que lleva a variaciones en los ángulos de enlace:

Geometría doblada

Considere el agua, H 2 O La presencia de dos pares solitarios en oxígeno comprime el ángulo de enlace entre los átomos de hidrógeno a alrededor de 104.5 grados, mientras que se esperaría 109.5 grados en un arreglo tetraédrico.

Geometría piramidal triangular

En el amoníaco, NH 3, un par solitario causa que la molécula adopte una forma piramidal trigonal, reduciendo el ángulo ideal de 109.5° a alrededor de 107°.

Pasos para determinar la geometría molecular usando VSEPR

  1. Escriba la estructura de Lewis: Determine la estructura organizando los electrones alrededor de los átomos para satisfacer sus octetos.
  2. Identifique los pares de electrones: Calcule las regiones de densidad electrónica (enlace y no enlace) alrededor del átomo central.
  3. Determine la geometría del par de electrones: Asocie el número total de regiones de pares de electrones con su geometría correspondiente.
  4. Tenga en cuenta los pares solitarios: Ajuste la geometría para tener en cuenta la repulsión de los pares solitarios para determinar la forma molecular real.

Ejemplos de predicción de forma molecular

Ejemplo 1: Metano (CH 4)

Estructura de Lewis: El carbono es el átomo central con cuatro átomos de hidrógeno unidos a él. No se encuentra un par solitario en el carbono.

Clasificación: Cuatro pares de enlace, consistente con la geometría tetraédrica.

Forma: Tetraédrica, ángulo de enlace de aproximadamente 109.5°.

Ejemplo 2: Dióxido de azufre (SO 2)

Estructura de Lewis: El azufre es el átomo central con un par solitario y está unido a dos átomos de oxígeno.

Clasificación: Dos pares de enlace y un par solitario dan la geometría inicial de línea trigonal planar.

Forma: Doblada o en forma de V debido a la repulsión del par solitario, ángulo de enlace de aproximadamente 119 grados.

Aplicaciones en química

La teoría VSEPR es invaluable para predecir la geometría molecular en compuestos covalentes. Esta información es importante para determinar las propiedades físicas de un compuesto, su reactividad y para diseñar nuevos químicos en un entorno de laboratorio. Comprender las formas moleculares ayuda a descubrir las interacciones entre diferentes moléculas, lo cual es fundamental en campos como el diseño de medicamentos o la síntesis de nuevos materiales.


Grado 11 → 4.5


U
username
0%
completado en Grado 11

← Anterior (4.4)
Parámetros de enlace
Siguiente (4.6) →
Teoría del enlace de valencia

Comentarios 



Teoría VSEPR

https://www.chemistryelite.com/g11/4.5?ceal=es