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¿Qué es la teoría VSEPR?

Las moléculas no se disponen al azar. De hecho, siempre adoptan formas específicas. Llamamos geometría a la forma de una molécula, y la geometría depende de los electrones de valencia de la molécula. Más concretamente, depende del número depares de electrones solitarios y enlazados. Esto puede resumirse claramente en un práctico modelo conocido como teoría VSEPR.

La VSEPR se basa en dos principios clave.

1. Los pares de electrones serepelen. Por ello, los pares de electrones alrededor de un átomo central intentarán ocupar posiciones lo más alejadas posible entre sí.
2. Lospares de electrones solitarios repelen a otros electrones más que los pares enlazados. Por ello, la presencia de pares de electrones solitarios acercará entre sí dos pares de electrones enlazados, cambiando la geometría de la molécula.

Veamos las dos ideas anteriores con más detalle.

Repulsión de pares de electrones

En primer lugar, los pares de electrones se repelen. Todos los pares de electrones tienen carga negativa, y las cargas semejantes no se llevan bien: siempre se repelen. En consecuencia, los pares de electrones alrededor de un átomo central intentan mantenerse lo más alejados posible unos de otros. Por lo general, esto implica espaciarse por igual alrededor del átomo central. Por ello, las moléculas con cierto número de pares de electrones tienen una forma determinada y ciertos ángulos entre sus enlaces. De hecho, todas las moléculas con el mismo número de pares de electrones tienen la misma forma básica.

Por ejemplo, supongamos que un átomo central sólo tiene dos pares de electrones, ambos implicados en enlaces covalentes simples. Los pares de electrones están lo más alejados posible entre sí cuando se sitúan en lados opuestos del átomo. El resultado es una molécula lineal, con un ángulo entre los pares enlazados de 180°. No te preocupes, dentro de un momento veremos los nombres de las moléculas con formas diferentes.

Pares solitarios y pares enlazados

Ahora sabemos que las moléculas con el mismo número de pares de electrones tienen todas la misma forma básica. Pero en lo que respecta a la geometría y la repulsión de los pares de electrones, no todos los pares de electrones son iguales. Esto altera ligeramente la forma de la molécula. Esto se debe a que los pares de electrones solitarios repelen a otros pares de electrones con mucha más fuerza que los pares enlazados. Si hay pares solitarios, aprietan más a los pares enlazados. Esto disminuye el ángulo entre los pares enlazados y cambia la forma de la molécula.

Ejemplos de moléculas con pares de electrones solitarios y enlazados. Fuente: Expii

Por ejemplo, una molécula con cuatro pares de electrones alrededor de un átomo central siempre tiene una forma tetraédrica . Si los cuatro pares de electrones son pares enlazados, el ángulo entre los enlaces es de aproximadamente 109,5°. Pero si cambias uno de los pares enlazados por un par solitario, el ángulo entre los tres enlaces restantes disminuye hasta 107,0°,y la forma cambia ligeramente, convirtiéndose en piramidal trigonal. Si cambias otro par de enlaces, el ángulo se reduce a 104,5°, con lo que la molécula adquiere forma de V.

Ahora que hemos visto los fundamentos de la teoría VSEPR, pasemos a las formas de las propias moléculas.

Formas de las moléculas y geometría VSEPR

Hemos aprendido que la VSEPR utiliza el número y la disposición de loselectrones de valencia para predecir la geometría de una molécula. Ahora nos centraremos en las diferentes formas causadas por los distintos números de pares de electrones, empezando por moléculas con sólo dos pares y llegando hasta las que tienen seis. Empezaremos con la forma básica de cada molécula, que se produce cuando todos los pares de electrones son pares enlazados, antes de explorar el efecto de cambiar algunos de ellos por pares solitarios.

Lineal

Las moléculas con sólo dos pares de electrones tienen forma lineal. Los dos pares de electrones, ya sean enlazados o solitarios, se colocan lo más lejos posible el uno del otro. Esto significa que acaban directamente uno enfrente del otro. El ángulo entre los dos enlaces es, por tanto, de180°.

Dos ejemplos de moléculas lineales son el cloruro de berilio (_BeCl2) y el dióxido de carbono (_CO2). Están formadas por dos átomos unidos a un átomo central por enlaces covalentes simples o dobles. En ambos casos, el ángulo de enlace es de 180°.

Cloruro de berilio, una molécula lineal. Anna Brewer, StudySmarter Original

Dióxido de carbono, una molécula lineal. Anna Brewer, StudySmarter Original

Trigonal Planar

Las moléculas con tres pares de electrones enlazados tienen forma planar trigonal. Para imaginar esta forma, imagina un triángulo equilátero con el átomo central de la molécula directamente en el centro. Los tres pares de electrones apuntan hacia las tres esquinas del triángulo. Si todos los pares de electrones son pares enlazados, el ángulo entre ellos es de120°.

Un ejemplo de molécula trigonal plana es el trifluoruro de boro, _BF3.

Trifluoruro de boro, una molécula trigonal plana. Anna Brewer, StudySmarter Original

Antes hemos aprendido que los pares de electrones solitarios repelen a otros electrones con más fuerza que los pares de electrones enlazados. Si cambiamos uno de los pares de electrones enlazados de una molécula trigonal plana por un par solitario, los dos enlaces restantes se aprietan más, reduciendo el ángulo de enlace a algo menos de 120°. Se forma así una versión de la molécula trigonal plana llamada molécula doblada. Un ejemplo de molécula doblada es el dióxido de azufre, _SO2.

Dióxido de azufre, una molécula doblada. Anna Brewer, StudySmarter Original

Tetraédrica

Las moléculas con cuatro pares de electrones tienen una forma básica tetraédrica, es decir, ahora tienes que empezar a pensar en 3D. Si la molécula tiene cuatro pares de electrones enlazados y ningún par solitario, el ángulo entre cada uno de los enlaces es de 109,5°.

Por ejemplo, el metano, _CH4, está formado por cuatro átomos de hidrógeno unidos a un átomo de carbono central por enlaces covalentes simples. Es una molécula tetraédrica con ángulos de enlace de 109,5°.

Metano, una molécula tetraédrica. Creado con imágenes de commons.wikimedia.org

Pero al igual que ocurre con las moléculas trigonales planas, esta geometría cambia ligeramente cuando cambiamos algunos de los pares enlazados por pares solitarios:

• Al cambiar un par enlazado por un par solitario, disminuyen ligeramente los ángulos de enlace restantes y se forma una molécula trigonal piramidal, como el amoníaco.
• Al cambiar un segundo par enlazado por un par solitario, disminuye aún más el ángulo de enlace restante y se forma una molécula en forma de V , como el agua.

Amoníaco y molécula trigonal piramidal. Basado en imágenes de commons.wikimedia.org

Bipiramidal trigonal

Las moléculas con cinco pares de electrones se basan en una forma bipiramidal trigonal. Como antes, empezaremos observando la forma que se forma cuando todos los pares de electrones son pares enlazados. Tres de los pares enlazados se disponen de forma similar a una molécula trigonal plana: se reparten por igual en un plano a120° entre sí. Los otros dos pares enlazados se disponen directamente por encima y por debajo de este plano, a 90° de los otros tres enlaces.

El pentacloruro de fósforo es un buen ejemplo de molécula bipiramidal trigonal. Contiene cinco átomos de cloro unidos a un átomo central de fósforo por enlaces covalentes simples.

Pentacloruro de fósforo, una molécula bipiramidal trigonal. Basado en imágenes de commons.wikimedia.org

Una vez más, cambiar algunos de los pares de electrones enlazados por pares solitarios cambia la forma de la molécula. también cambia los ángulos de enlace restantes.

• Una molécula con cuatro pares enlazados y un par solitario forma una molécula vertiginosa. Un ejemplo es el tetrafluoruro de azufre.
• Una molécula con tres pares enlazados y dos pares solitarios forma una molécula en forma de T. Un ejemplo es el trifluoruro de cloro.
• Una molécula con sólo dos pares enlazados y tres pares solitarios forma otro tipo de molécula lineal. Un ejemplo es el difluoruro de xenón.

Octaédrica

Por último, veamos las moléculas con seis pares de electrones. Su forma básica es octaédrica. Para imaginar una molécula octaédrica con seis pares de enlaces, imagina que el átomo central está situado directamente en el centro de un cuadrado. Cuatro de los enlaces apuntan hacia las esquinas del cuadrado; están todos a 90° entre sí. Los otros dos pares de electrones enlazados se encuentran directamente por encima y por debajo del plano. Esto significa que estos enlaces también están a 90° de todos los demás. El hexafluoruro de azufre es un ejemplo común de molécula octaédrica. Todos los ángulos entre sus enlaces simples S-F son de 90°.

Hexafluoruro de azufre, una molécula octaédrica. Basado en imágenes de commons.wikimedia.org

Cambiar algunos de los pares de electrones enlazados por pares solitarios cambia la geometría de esta molécula y reduce el ángulo entre los enlaces restantes.

• La sustitución de un par enlazado por un par solitario crea una molécula piramidal cuadrada, como el pentafluoruro de bromo.
• La sustitución de dos pares enlazados por dos pares solitarios crea una molécula cuadrada planar , como el tetrafluoruro de xenón.

Tetrafluoruro de xenón, una molécula plana cuadrada. Basado en imágenes de commons.wikimedia.org

Gráfico VSEPR

A estas alturas, ya deberías estar familiarizado con las formas de las distintas moléculas dictadas por la teoría VSEPR. Para ayudarte a consolidar tus conocimientos, hemos elaborado un práctico gráfico en el que se comparan las formas básicas de las moléculas, su número de pares de electrones enlazados y sus ángulos de enlace. También hemos incluido los nombres de las formas de las variantes de estas moléculas, que se producen cuando cambias algunos de los pares de electrones enlazados por pares solitarios.

Un gráfico de la teoría VSEPR. Anna Brewer, StudySmarter Original

Esto es todo por este artículo. Ahora deberías saber qué es la teoría VSEPR y ser capaz de utilizarla para nombrar, identificar y dibujar las formas de las moléculas con entre dos y seis pares de electrones enlazados. También deberías poder explicar el efecto de los pares solitarios de electrones en la geometría de las moléculas.