1. Fundamentos y Protocolo de la Teoría de Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV)

La TRPECV se basa en la premisa de que la geometría que adoptará una molécula es aquella en la que los grupos de electrones (pares enlazantes y pares solitarios) tienen la máxima separación posible para minimizar la repulsión electrostática.

Protocolo de aplicación:

1. Obtener una estructura de Lewis óptima.
2. Contar el número de regiones o zonas de alta densidad electrónica (dominios), sin diferenciar inicialmente entre enlaces (sencillos, dobles o triples) y pares solitarios.
3. Representar gráficamente las orientaciones espaciales de mínima energía (geometría electrónica).
4. Colocar los átomos que rodean al átomo central en los extremos de dichas regiones.
5. Determinar la forma geométrica de la molécula a partir de la disposición espacial de los núcleos de los átomos presentes, ignorando la posición de los pares electrónicos solitarios en el nombre de la geometría molecular.

2. Estructuras de Lewis y Geometría Molecular: ICl₃ y OCS

A continuación, se detallan las fórmulas de Lewis y el estudio geométrico para las especies propuestas:

ICl₃ (Tricloruro de Iodo)

• Configuración electrónica:
  • I: [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p⁵
  • Cl: [Ne] 3s² 3p⁵
• Cálculo de electrones:
  • e^– disponibles: 7 + (3 × 7) = 28 e^–
  • e^– para completar octeto: 8 + (3 × 8) = 32 e^–
  • e^– compartidos: 32 – 28 = 4 e^– (2 pares teóricos, pero el I es hipervalente).
  • e^– solitarios: 28 – 6 (enlaces) = 22 e^– (11 pares).

→

Nota: El Iodo actúa como átomo central hipervalente con 5 dominios electrónicos (3 enlaces y 2 pares libres), resultando en una geometría molecular en forma de T.

OCS (Sulfuro de Carbonilo)

• Configuración electrónica:
  • O: 1s² 2s² 2p⁴
  • C: 1s² 2s² 2p²
  • S: [Ne] 3s² 3p⁴
• Cálculo de electrones:
  • e^– disponibles: 6 + 4 + 6 = 16 e^–
  • e^– para octeto: 8 + 8 + 8 = 24 e^–
  • e^– compartidos: 24 – 16 = 8 e^– (4 pares).
  • e^– solitarios: 16 – 8 = 8 e^– (4 pares).

Geometría: El carbono central tiene 2 dominios de enlace y 0 pares libres, por lo que la molécula es lineal.

3. Hibridación y Geometría del Fosfano (PH₃)

El PH₃ presenta una geometría piramidal trigonal. El átomo central (P) posee cuatro dominios electrónicos: tres pares enlazantes y un par no enlazante. Para albergar estos dominios, el fósforo utiliza una hibridación sp³.

4. Polaridad Molecular: BCl₃ y H₂O

BCl₃ (Tricloruro de Boro): El átomo central (B) tiene tres pares enlazantes y ningún par no enlazante. Su geometría es triangular plana. Debido a su simetría, los momentos dipolares de los enlaces B-Cl se anulan, resultando en una molécula apolar.

H₂O (Agua): El átomo central (O) tiene dos pares enlazantes y dos pares libres. Su geometría es angular. Al no ser simétrica, los momentos dipolares de los enlaces O-H no se anulan, por lo que es una molécula polar.

5. Estudio de la molécula H₂C=CCl-C≡CCl

a) Dibujo y Geometría

La molécula presenta diferentes entornos geométricos: los carbonos con doble enlace tienen geometría trigonal plana, mientras que los carbonos con triple enlace presentan geometría lineal.

b) Tipos de Enlaces y Orbitales

Se presentan enlaces covalentes de tipo σ (sigma) y π (pi). Los orbitales que intervienen son híbridos (sp² y sp) para los enlaces σ y orbitales p puros para los enlaces π.

6. Reacciones en Química Orgánica

Completar e identificar el tipo de reacción:

• a) CH₃-CH₂Cl + NaOH → CH₂=CH₂ + NaCl + H₂O (Eliminación en medio alcohólico).
• b) CH₃-CH=CH-CH₂-CH₃ + Cl₂ → CH₃-CHCl-CHCl-CH₂-CH₃ (Adición electrófila).
• c) C₆H₆ + HNO₃ → C₆H₅NO₂ + H₂O (Sustitución Electrófila Aromática – Nitración).
• d) CH₃-CH=CH-CH₃ + HCl → CH₃-CHCl-CH₂-CH₃ (Adición electrófila).
• e) CH₃-CH(OH)-CH₂-CH₃ → CH₃-CH=CH-CH₃ + H₂O (Deshidratación/Eliminación).

7. Isomería: Definiciones y Tipos

Los isómeros son compuestos que tienen la misma fórmula molecular pero distinta estructura química.

Tipos de isomería:

• De cadena: Difieren en la disposición de los átomos de carbono (ej. C₄H₈O₂).
• De posición: El mismo grupo funcional se ubica en distintos carbonos (ej. C₅H₁₀O).
• Funcional: Distinto grupo funcional con igual fórmula molecular (ej. C₅H₁₀O).
• Geométrica (cis-trans): Diferente disposición espacial alrededor de un doble enlace C=C.
• Óptica: Moléculas que son imágenes especulares no superponibles (enantiómeros).

Análisis de parejas:

• a) Pentanal y 2-pentanona: Isómeros de función (aldehído vs cetona).
• b) 2-pentanona y 3-pentanona: Isómeros de posición.

8. Compuestos de fórmula C₄H₁₀O y Carbonos Asimétricos

a) Fórmulas estructurales y oxidación

Los compuestos pueden ser alcoholes (butanol, 2-butanol, metilpropanol) o éteres. Los alcoholes primarios se oxidan a aldehídos y ácidos carboxílicos; los secundarios a cetonas.

b) Carbonos asimétricos y 2-aminobutano

La fórmula del 2-aminobutano (1-metilpropilamina) es:

Este compuesto presenta isomería óptica porque el carbono 2 es asimétrico (quiral), al estar unido a cuatro grupos distintos: hidrógeno (-H), etilo (-CH₂-CH₃), amino (-NH₂) y metilo (-CH₃).

9. Obtención de Etanol y 1,2-dibromoetano

Ambos compuestos se obtienen a partir del eteno (etileno, H₂C=CH₂):

• Etanol: H₂C=CH₂ + H₂O → CH₃-CH₂OH (Hidratación).
• 1,2-dibromoetano: H₂C=CH₂ + Br₂ → BrCH₂-CH₂Br (Adición de halógeno).

Hidrólisis del Propanoato de Etilo

La reacción con agua en medio ácido es la hidrólisis de un éster (inversa a la esterificación):

CH₃-CH₂-COOCH₂CH₃ + H₂O → CH₃-CH₂-COOH + CH₃-CH₂OH

Se utiliza medio ácido (H⁺) como catalizador para facilitar la ruptura del enlace éster y alcanzar el equilibrio químico.

10. Solubilidad y Reactividad de Hidrocarburos

Dados: CH₃-CH₃ (etano); CH₃OH (metanol) y CH₂=CH-CH₃ (propeno).

• a) Solubilidad:
  • Etano: Insoluble en agua (apolar).
  • Metanol: Miscible en agua (forma puentes de hidrógeno).
  • Propeno: Insoluble en agua (apolar).
• b) Hidrocarburos: Son el etano y el propeno.
• c) Reacciones de adición: El propeno puede experimentarlas por su doble enlace. Ejemplo:
  CH₂=CH-CH₃ + NH₃ → CH₃-CH(NH₂)-CH₃ (Isopropilamina).

11. Resumen de Enlaces Químicos y Teoría de Lewis

Tipos de Enlace

• Enlace Iónico: Entre metal y no metal. Forman redes cristalinas, puntos de fusión elevados, duros y conductores en disolución o fundidos.
• Enlace Covalente: Entre no metales. Forman moléculas, puntos de fusión bajos, malos conductores. Puede ser polar o apolar.
• Enlace Metálico: Entre cationes metálicos y una «nube» de electrones. Sólidos, conductores, dúctiles y maleables.
• Enlaces Intermoleculares: Fuerzas de Van der Waals y enlaces de hidrógeno.

Teoría de Lewis

Permite representar cómo se enlazan los átomos mediante electrones de valencia, aunque no predice la geometría.

• Se basa en la regla del octeto: los átomos comparten, ganan o pierden electrones para alcanzar la configuración de gas noble (8 electrones).
• Los electrones de valencia se dibujan como puntos o cruces alrededor del símbolo del elemento.

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