Lateoría de la repulsión de pares de electrones de la capa de valencia, o VSEPR, es un modelo utilizado en química para predecir la forma de las moléculas.
Si descomponemos un poco este término, podremos entender lo que significa.
Debes saber que los electrones tienden a ir de dos en dos. Esto se debe a que los orbitales, que son regiones del espacio donde se encuentran los electrones el 95 por ciento de las veces, pueden contener como máximo dos electrones (consulta Envolturas, subvolturas y orbitales de electrones para refrescar la memoria). Como los electrones son partículas cargadas, los pares de electrones se repelen e intentan estar lo más lejos posible el uno del otro. La capa exterior de electrones de un átomo se denomina capa de valencia. Como los electrones de valencia de una molécula covalente simple son los electrones enlazados, la repulsión de los pares de electrones determina la posición de los enlaces. Esto dicta la forma de la molécula.
La VSEPR afirma que todos los pares de electrones se repelen e intentarán ocupar posiciones lo más alejadas posible entre sí, para minimizar la repulsión. Simplemente utiliza nuestro conocimiento del comportamiento de los electrones para predecir la forma de los compuestos covalentes simples. Consulta Enlace covalente y dativo para recordar cómo los átomos comparten electrones para conseguir configuraciones electrónicas estables.
¿Cómo se dibujan las formas de las moléculas en 3D?
Antes de ver ejemplos de estructuras covalentes, tenemos que aprender a representarlas. Quizá recuerdes que podemos dibujar los enlaces covalentes como una línea entre dos átomos. Esto da una imagen sencilla de las moléculas. Sin embargo, si queremos mostrar mejor la forma tridimensional de una molécula, podemos utilizar líneas en cuña y punteadas.
- Las líneas en cuña muestran un enlace que sale de la pantalla o de la página hacia ti.
- Las líneas punteadas o discontinuas muestran un enlace que entra en la pantalla o página alejándose de ti.
- Los pares solitarios de electrones se muestran como puntos.
- Cualquier línea recta estándar muestra simplemente un enlace plano.
La molécula de metano es un buen ejemplo de ello:
Una molécula de metano, CH4. El enlace en cuña central sobresale de la pantalla, mientras que el enlace discontinuo de la derecha se extiende hacia atrás. commons.wikimedia.org
Las distintas formas de las moléculas
Si todos los pares de electrones de valencia de un átomo están enlazados, se repelerán mutuamente. Esto da lugar a enlaces espaciados por igual. El número de pares de electrones enlazados afecta a la forma de la molécula y al ángulo entre los pares de enlace.
Veamos algunas de las formas más comunes. Sin embargo, debes tener en cuenta que estas reglas sólo se aplican a las moléculas sin pares solitarios de electrones. Los pares solitarios de electrones son pares no compartidos que no están enlazados covalentemente. Exploraremos su efecto más adelante.
Lineal
Si una molécula sólo tiene dos pares de electrones enlazados (y ningún par solitario), forma una molécula lineal. El ejemplo más sencillo es el cloruro de berilio, \(BeCl_2\) . Aunque el berilio es un metal, puede unirse covalentemente al cloro. El berilio sólo tiene dos electrones en su capa de valencia, por lo que forma dos enlaces. Los pares de electrones se repelerán entre sí por igual, dando lugar a un ángulo entre los dos enlaces de 180°.
Cloruro de berilio. Cada uno de los electrones de valencia del berilio forma un enlace covalente con un átomo de cloro. El ángulo entre los enlaces alrededor del átomo central de berilio es de 180°.StudySmarter Originals
Trigonal planar
Las moléculas con tres pares de electrones enlazados se denominan trigonales planas. Esto se debe a que el ángulo de enlace entre cada enlace es de 120°, por lo que los enlaces quedan planos en un plano. Puedes apilar las moléculas una sobre otra como si fueran hojas de papel. El trifluoruro de boro es un ejemplo.
Trifluoruro de boro. Los enlaces se mantienen separados en un ángulo de 120°.StudySmarter Originals
Tetraédrica
Las moléculas con cuatro pares de electrones enlazados y sin pares solitarios forman una forma tetraédrica. Se trata de una pirámide regular de base triangular. Todos los ángulos de enlace son de 109,5°. Por ejemplo, el carbono del metano \(CH_4\) tiene cuatro electrones de valencia, y cada electrón forma parte de un par enlazado covalentemente a un átomo de hidrógeno. Es una molécula tetraédrica.
Metano. El ángulo entre cada enlace alrededor del átomo central es de 109,5°.StudySmarter Originals
Bipiramidal trigonal
Las moléculas con cinco pares de electrones enlazados forman una bipirámide trigonal. Esta forma es similar a la de una molécula trigonal plana, pero con dos enlaces más mantenidos a 90° que se extienden por encima y por debajo del plano. El pentacloruro de fósforo(V) es un buen ejemplo.
Pentacloruro de fósforo(V). Tres enlaces planos tienen ángulos de 120° entre ellos, mientras que otros dos enlaces se mantienen en ángulo recto respecto al plano.StudySmarter Originals
Octaédrico
Si una molécula tiene seis pares de enlaces alrededor de un átomo central, forma una estructura octaédrica . Todos los enlaces forman ángulos rectos entre sí, como se muestra en el hexafluoruro de azufre.
El hexafluoruro de azufre tiene seis pares de electrones enlazados. Todos los ángulos de enlace son de 90°. Originales de StudySmarter
Pares solitarios de electrones
Todos nuestros ejemplos anteriores utilizan moléculas que no tienen pares solitarios de electrones. Todos sus electrones de valencia están enlazados. Pero, ¿qué ocurre si una molécula tiene un par solitario? Tomemos como ejemplo una molécula con cuatro pares de electrones.
Ahora sabemos que si todos los electrones forman parte de pares enlazantes, la molécula será tetraédrica y tendrá ángulos de enlace de 109,5°. Sin embargo, si uno de los pares de electrones es en realidad un par solitario, los ángulos de enlace se reducen a 107°. Esto se debe a que los pares solitarios se repelen entre sí con más fuerza que los pares compartidos, apretando los enlaces. Cada par de electrones solitarios en una molécula con ocho electrones de valencia reduce el ángulo de enlace en 2,5°, por lo que una molécula con dos pares enlazantes y dos pares solitarios tendrá un ángulo de enlace de 104,5°. La siguiente tabla muestra la fuerza relativa de repulsión entre combinaciones de pares de electrones enlazados y solitarios.
Tabla que compara la fuerza de repulsión entre pares de electrones enlazados y solitarios. Originales de StudySmarter
Veamos ahora las formas que forman las moléculas con pares solitarios.
Piramidal
Una molécula con tres pares de electrones enlazados y un par de electrones solitarios alrededor de un átomo central tiene un ángulo de 107° entre cada enlace. Un ejemplo es el amoníaco, \(NH_3\) . El átomo de nitrógeno contiene cinco electrones de valencia. Tres están unidos covalentemente a átomos de hidrógeno y los dos restantes forman un par solitario. Este par solitario repele a los pares enlazantes con más fuerza de la que los pares enlazantes se repelen entre sí, reduciendo el ángulo de enlace y formando una molécula piramidal.
Una molécula de amoníaco. En comparación con una molécula tetraédrica sin pares solitarios, el ángulo de enlace se reduce en 2,5°. Originales de StudySmarter
En forma de V
El ángulo de enlace de una molécula con dos pares solitarios y dos pares enlazantes se reduce aún más, hasta 104,5°. Esto forma una molécula en forma de V, como el agua, \(H_2O\) .
Una molécula de agua en forma de V. Originales de StudySmarter
El siguiente diagrama resume las distintas formas de las moléculas.
Una tabla que resume las formas de las distintas moléculas. StudySmarter Originales
Ejemplos de formas de moléculas
Volvamos a nuestras moléculas originales, el agua y el dióxido de carbono. Ya hemos descubierto que el agua tiene una estructura en forma de V debido al efecto de sus pares de electrones solitarios sobre los pares de enlace. Pero, ¿qué forma tiene el dióxido de carbono?
Dibujando un diagrama de puntos y cruces podemos ver que el dióxido de carbono, \(CO_2\) , tiene dos dobles enlaces. En cuanto a la forma, estos dobles enlaces pueden considerarse unidades simples. Al igual que los pares de electrones de enlace sencillo, estos grupos de cuatro electrones querrán estar lo más separados posible entre sí. Esto forma una molécula lineal con un ángulo de enlace de 180°.
Dióxido de carbono. Aunque contiene cuatro pares de electrones de enlace, los pares están dispuestos como dos dobles enlaces. Cada doble enlace se considera una sola unidad, por lo que la molécula es lineal. commons.wikimedia.org
Otro ejemplo es el tetrafluoruro de xenón, \(XeF_4\) . El xenón contiene ocho electrones en su capa de valencia. Cuatro forman enlaces con átomos de flúor y cuatro permanecen como dos pares solitarios. Esto forma lo que se conoce como una disposición plana cuadrada, con los pares solitarios a 180° entre sí, y el ángulo entre los pares enlazantes a 90°. Observa su similitud con una disposición octaédrica.
Tetrafluoruro de xenón. Los pares de electrones solitarios están situados por encima y por debajo del plano.StudySmarter Originals
Formas de las moléculas - Puntos clave
- La VSEPR, también conocida como teoría de la repulsión de los pares de electrones de la corteza de valencia, afirma que los pares de electrones se repelen entre sí e intentarán ocupar posiciones lo más alejadas posible entre sí, para minimizar la repulsión. Esto influye en la forma de las moléculas.
- Puedes utilizar líneas rectas para representar enlaces covalentes. Las líneas en cuña muestran un enlace que sobresale de la página y las líneas discontinuas o de puntos muestran un enlace que se extiende hacia atrás.
- Los pares solitarios de electrones se repelen entre sí con más fuerza que los pares enlazantes. Cada par solitario reduce el ángulo de enlace en 2,5° en moléculas con cuatro pares de electrones.
- Las formas comunes de moléculas sin pares solitarios de electrones son la lineal, la trigonal plana, la tetraédrica, la trigonal bipiramidal y la octaédrica.
- Las formas comunes de moléculas con pares de electrones solitarios son la piramidal y la en V.
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