Teoría de la repulsión del par de electrones de la capa de valencia (VSEPR)

El modelo de repulsión de electrones de la capa de valencia (VSEPR) puede predecir la estructura de la mayoría de las moléculas e iones poliatómicos con un átomo central no metálico; también puede predecir la estructura de ciertas moléculas centradas en metales e iones poliatómicos. VSEPR se basa en estructuras de puntos de electrones de Lewis, que pueden predecir la geometría de cada átomo en una molécula cuando se usan combinados. Las estructuras de Lewis por sí solas solo pueden predecir la conectividad, pero las estructuras VSEPR y Lewis juntas pueden predecir la geometría de cada átomo en una molécula. 

La teoría VSEPR se basa en la premisa de que los pares de electrones (en enlaces y pares solitarios) se repelen entre sí. Los “ grupos ” se refieren a pares de electrones (tanto en enlaces como en pares solitarios). Debido a que los electrones se oponen electrostáticamente, la configuración del grupo de electrones más estable (es decir, el que tiene la energía más baja) reduce la repulsión. 

La estructura molecular con la energía más baja se crea organizando grupos alrededor del átomo central. Dicho de otro modo, la repulsión entre grupos alrededor de un átomo promueve una geometría en la que los grupos están lo más alejados posible. VSEPR es un modelo simple que predice con éxito las estructuras tridimensionales de una gran cantidad de compuestos, a pesar de que no tiene en cuenta las complejidades de las interacciones orbitales que determinan las formas de las moléculas.

Teoría de la repulsión del par de electrones de la capa de valencia (VSEPR)

Ronald Nyholm y Ronald Gillespie son los creadores clave de la teoría VSEPR. En honor a estos químicos, esta hipótesis a veces se conoce como la teoría de Gillespie-Nyholm. La teoría VSEPR establece que la repulsión entre dos electrones es causada por el principio de exclusión de Pauli, que es más importante que la repulsión electrostática para determinar la forma de la molécula. 

La teoría de la repulsión del par de electrones de la capa de valencia, abreviada como teoría VSEPR, se basa en la idea de que todos los átomos tienen una repulsión entre los pares de electrones de valencia, y que los átomos siempre buscarán organizarse de una manera que minimice esta repulsión del par de electrones. La geometría de la molécula final está determinada por la disposición de los átomos. 

La siguiente tabla muestra las diversas geometrías que pueden adoptar las moléculas de acuerdo con la teoría VSEPR.

Número de área densa en electrones	Geometría de pares de electrones	Sin pareja solitaria	1 par solitario	2 pares solitarios	3 pareja solitaria	4 pareja solitaria
2	Lineal	Lineal	–	–	–	–
3	Trigonal plana	Trigonal plana	Doblado	–	–	–
4	tetraédrico	tetraédrico	Trigonal piramidal	Doblado	–	–
5	Triangular bipiramidal	Triangular bipiramidal	Burro	en forma de T	Lineal	–
6	Octaédrico	Octaédrico	Cuadrado Piramidal	plano cuadrado	en forma de T	Lineal

Postulados de la teoría VSEPR

1. En las moléculas poliatómicas (moléculas compuestas por tres o más átomos), uno de los átomos constituyentes se designa como el átomo central, al que se unen todos los demás átomos de la molécula.
2. La cantidad total de pares de electrones de la capa de valencia determina la estructura de la molécula.
3. Los pares de electrones tienden a organizarse de tal manera que su repulsión electrón-electrón se minimiza mientras que su distancia aumenta.
4. La capa de valencia se puede visualizar como una esfera con pares de electrones agrupados en su superficie para reducir la distancia entre ellos.
5. Si el átomo central de la molécula está rodeado por pares de enlaces de electrones, se puede esperar una molécula estructurada asimétricamente.
6. Si el átomo central está rodeado por pares de electrones solitarios y pares de enlaces, la molécula se deformará.
7. La teoría VSEPR se puede aplicar a la estructura de resonancia de cualquier molécula.
8. La repulsión es mayor entre dos pares solitarios y menor entre dos pares de enlaces.
9. Si los pares de electrones alrededor del átomo central se acercan demasiado, se rechazarán entre sí. Como resultado, la energía de las moléculas aumenta.
10. Si los pares de electrones están separados por una gran distancia, las repulsiones entre ellos se reducen y la energía de la molécula se reduce.

Limitaciones de la teoría VSEPR

1. Esta teoría no tiene en cuenta las especies isoelectrónicas (es decir, elementos que tienen el mismo número de electrones). A pesar de tener el mismo número de electrones, las formas de las especies pueden diferir.
2. La hipótesis VSEPR no arroja ninguna luz sobre los complejos de metales de transición. Esta teoría no puede describir con precisión la estructura de varias de estas moléculas. Esto se debe a que la hipótesis VSEPR no tiene en cuenta los tamaños relacionados de los grupos sustituyentes y los pares solitarios inactivos.
3. Otro inconveniente de la teoría VSEPR es que predice que los haluros de los elementos del grupo 2 tendrán una estructura lineal cuando, de hecho, tienen una estructura doblada.

Predecir las formas de las moléculas

1. Como átomo central, se debe elegir el átomo menos electronegativo (ya que este átomo tiene la mayor capacidad para compartir sus electrones con los otros átomos que pertenecen a la molécula).
2. Se debe contar el número total de electrones en la capa más externa del átomo central.
3. Es necesario contar el número total de electrones pertenecientes a otros átomos y utilizarlos en la unión con el átomo central.
4. Estos dos números deben sumarse para producir el número de par de electrones de la capa de valencia, abreviado como el número VSEP.

formas

Forma lineal

Hay dos sitios en la capa de valencia del átomo central en este tipo de molécula. Deben estar organizados de tal manera que se reduzca la repulsión (apuntando en la dirección opuesta). BeF ₂ es un ejemplo.

Forma plana trigonal

Tres moléculas están conectadas a un átomo central en este tipo de molécula. Están colocados de tal manera que se reduce la repulsión de electrones entre ellos (hacia las esquinas de un triángulo equilátero). BF ₃ es un ejemplo.

Forma tetraédrica

Los átomos en moléculas bidimensionales se encuentran en el mismo plano, y si aplicamos estos criterios al metano, obtenemos una geometría plana cuadrada con un ángulo de enlace de 90 grados entre HCH. Cuando se cumplen todos estos requisitos previos para una molécula tridimensional, obtenemos una molécula tetraédrica en CH ₄ .

Forma de bipirámide trigonal

Veamos el PF ₅ como ejemplo. La repulsión se puede reducir distribuyendo electrones uniformemente hacia las esquinas de una pirámide trigonal. En las bipirámides trigonales se encuentran tres lugares a lo largo del ecuador de la molécula. Los dos lugares son paralelos entre sí en un eje perpendicular al plano ecuatorial.

Predecir las formas de las moléculas

El grado de repulsión entre un par solitario y un par de enlace de electrones es intermedio entre la repulsión entre dos pares solitarios y dos pares de enlace. El orden de repulsión de los pares de electrones es

Par solitario: par solitario > Par solitario: par de bonos > Par de bonos: par de bonos.

1. Número total de pares de electrones que rodean el átomo central = 1/2 * (número de electrones de valencia del átomo central + número de átomos unidos al átomo central por enlaces simples).
2. Para los iones negativos, agregue el número de electrones igual a las unidades de carga negativa de los iones a los electrones de valencia del átomo central. Restar de los electrones de valencia del átomo central el número de electrones igual a las unidades de carga positiva del ion para iones positivos.
3. Recuento de pares de enlaces = un número total de átomos unidos al átomo central a través de enlaces simples.
4. El número de pares solitarios = un Número total de electrones – No de pares compartidos.
5. Los pares de electrones que rodean al átomo central se rechazan entre sí y migran tan lejos que no hay repulsiones más fuertes entre ellos. Como resultado, la molécula tiene la menor cantidad de energía y la mayor estabilidad.
6. Una molécula con solo dos átomos siempre tiene una forma lineal.
7. Cuando hay tres o más átomos en una molécula, uno de ellos se llama átomo central y los otros átomos están conectados al átomo central.
8. Si el átomo central está unido a átomos comparables y está rodeado solo por pares de enlaces de electrones, las repulsiones entre ellos son similares, la forma de la molécula es simétrica y se dice que la molécula tiene una geometría regular.
9. La repulsión entre ellos es la misma si el átomo central está unido a otros átomos o está rodeado por un par de enlaces y un par de electrones solitarios. Como resultado, la forma de la molécula tiene una geometría desigual o distorsionada.
10. La forma exacta de la molécula está determinada por el número total de pares de electrones presentes que rodean el átomo central.

Ejemplos de preguntas 

Pregunta 1: ¿Cuál es la premisa de la Teoría VSEPR?

Responder:

Debido a la repulsión que existe entre los pares de electrones en la capa de valencia, los átomos se organizan de tal manera que esta repulsión se minimiza. Esto tiene un impacto inmediato en la forma de la molécula generada por el átomo.

Pregunta 2: ¿Cuál sería la forma de la molécula si el número VSEP es 5?

Responder:

La estructura de la molécula sería bipiramidal trigonal.

Pregunta 3: ¿Cuáles son las ventajas de la teoría VSEPR?

Responder:

Esta teoría se puede utilizar para anticipar adecuadamente las formas de las moléculas en una amplia gama de compuestos. Comprender los procesos de una molécula se vuelve más fácil una vez que se comprende la geometría de la molécula.

Pregunta 4: ¿Qué es el número VSEPR?

Responder:

El número VSEP describe la forma de la molécula.

Pregunta 5: ¿Nombre una limitación de la teoría VSEPR?

Responder:

La hipótesis VSEPR no arroja ninguna luz sobre los complejos de metales de transición. Esta teoría no puede describir con precisión la estructura de varias de estas moléculas. Esto se debe a que la hipótesis VSEPR no tiene en cuenta los tamaños relacionados de los grupos sustituyentes y los pares solitarios inactivos.