Teoría y gráfico VSEPR

¿Qué es la teoría VSEPR?

VSEPR es la abreviatura de Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory, un método de organización de moléculas basado en sus estructuras geométricas. En química, la teoría VSEPR se basa en el principio de que cada átomo de una molécula buscará una geometría que maximice la distancia entre pares de electrones de valencia, minimizando así la repulsión electrón-electrón. Los electrones de valencia se repelen entre sí porque tienen carga negativa y las cargas semejantes se repelen.

Teoría VSEPR de moléculas sin pares de electrones solitarios en el átomo central

Por simplicidad y organización, separaremos las estructuras VSEPR en dos categorías: aquellas con pares solitarios en el átomo central y aquellas sin pares solitarios en el átomo central.

Lineal

BeF2 es un ejemplo de molécula lineal. Hay un total de 16 electrones de valencia en una molécula de BeF2, con tres pares solitarios (seis electrones) en cada átomo de flúor. Para que estos pares solitarios en cada átomo de flúor respectivo estén a la mayor distancia posible del otro átomo de flúor, la molécula forma una línea recta. Esta forma se denomina «lineal». Los ángulos de enlace en una molécula lineal son de 180 grados. CO2 y BeH2 también son moléculas lineales.

Trigonal Plana

BF3 es un ejemplo de molécula trigonal plana. En una molécula de BF3 hay 24 electrones de valencia en total. Para que cada átomo de flúor mantenga sus pares solitarios lo más lejos posible de los otros átomos de flúor, la molécula forma un triángulo bidimensional. En geometría molecular, esto se conoce como «planar trigonal». Los ángulos de enlace en una molécula trigonal plana son de 120 grados. CO3 (carbonato) es otro ejemplo de molécula trigonal plana.

Tetraédrica

Un ejemplo común de molécula tetraédrica es el CH4 (metano). En una molécula de metano hay ocho electrones de valencia en total. Para que los cuatro hidrógenos estén lo más separados posible entre sí, llegamos a una forma tetraédrica. Tetraédrica es la expresión tridimensional de la geometría plana cuadrada. El ángulo de enlace H-C-H en una molécula tetraédrica es de 109.5 grados.

Trigonal Bipiramidal

PF5 es un ejemplo de molécula Trigonal Bipiramidal. PF5 tiene 38 electrones de valencia en total. Cada enlace P-F utiliza 2 electrones de valencia y cada átomo de flúor tiene tres pares solitarios. El fósforo puede ampliar su octeto. Tres de los átomos de flúor están en lo que se denomina posición ecuatorial. Los otros dos están en la posición axial. Para que los fluorinos ecuatoriales estén lo más alejados posible entre sí, los enlaces P-F forman un ángulo de 120 grados entre sí, y los ángulos de enlace entre las posiciones ecuatorial y axial son de 90 grados.

Octaédrico

SF6 es un ejemplo de molécula octaédrica. En una molécula de SF6 hay 48 electrones de valencia. Cada enlace S-F representa dos electrones de valencia, y cada átomo de flúor lleva tres pares solitarios. El azufre puede ampliar su octeto. La repulsión entre los átomos de flúor puede minimizarse colocando cada uno en la esquina de un octaedro.

VSEPR Teoría de moléculas con pares de electrones solitarios en el átomo central

Doblada

H2O es un ejemplo de molécula doblada. Cuando el átomo central de una molécula tiene pares solitarios, éstos repelen los enlaces arraigados en el átomo central. En una molécula de agua, los pares solitarios del átomo de oxígeno fuerzan los enlaces de hidrógeno hacia abajo en el espacio bidimensional. El ángulo de enlace entre los átomos de hidrógeno es de 104 grados.

Piramidal Trigonal

NH3 es un ejemplo de molécula trigonal piramidal. En la molécula de amoníaco, el par solitario del átomo de nitrógeno central empuja los tres enlaces N-H hacia abajo debido a la repulsión electrón-electrón.

Balancín

SF4 es un ejemplo de molécula con forma de balancín. En una molécula de SF4, dos de los enlaces S-F están situados uno enfrente del otro en el plano ecuatorial. Los otros dos enlaces S-F se orientan en sentido opuesto en el espacio tridimensional. Esto permite que los átomos de flúor estén a la mayor distancia entre sí, teniendo en cuenta que hay un par de electrones solitarios en el átomo de azufre central. Este par solitario aleja los enlaces S-F, como ocurre en las geometrías piramidales trigonales o curvadas.

En forma de T

BrF3 es un ejemplo de molécula en forma de T. En una molécula de BrF3, hay dos pares solitarios en el átomo central de bromo, lo que obliga a una repulsión electrón-electrón más extrema con los enlaces Br-F que en otras geometrías. Esta forma produce ángulos de enlace de 86.2 grados, lo que es exclusivo de las moléculas en forma de T.

Piramidal cuadrada

En una molécula de BrF5, la geometría es muy similar a la octaédrica. La única diferencia es que en la geometría piramidal cuadrada, uno de los átomos axiales se sustituye por un par de electrones solitarios.

Planar cuadrada

En la molécula planar cuadrada XeF4, la geometría es muy similar a la piramidal cuadrada, pero en este caso el enlace axial se ha sustituido por otro par de electrones solitarios. Esto empuja a los cuatro enlaces Xe-F hacia una disposición planar ecuatorial.

Método AXE

El método AXE es una forma alternativa de expresar las geometrías moleculares. En el modelo AXE, la A representa el átomo central. La X representa el átomo central, la X representa el número de enlaces simples (o número de coordinación) conectados al átomo central y la E representa el número de pares de electrones solitarios situados en el átomo central.

AX	Linear
AX3	Trigonal Planar
AX2E	Bent
AX6	Octahedral
AX5	bipyramidal
AX4	Tetrahedral
AX3E	Pyramidal
AX3E2	Seesaw
AX3E2	T-Shaped
AX5E	Square Pyramidal
AX4E2	Square Planar

Tabla VSEPR y número estérico

Esta tabla VSEPR muestra todas las geometrías VSEPR comunes, organizadas por el número estérico y el número de pares de electrones solitarios que tienen. El número estérico es el número de átomos unidos al átomo central de una molécula más el número de pares de electrones solitarios unidos a ese átomo. Se utiliza en la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia para hallar la geometría molecular.

Aplicación real de la teoría VSEPR 

Las propiedades químicas de algunas moléculas a menudo reflejan sus estructuras geométricas, y la VSEPR es la mejor manera de hacer una afirmación educada sobre la estructura de una molécula en particular.

Entre las propiedades que a menudo denota la estructura molecular se encuentran la polaridad, el color, el diamagnetismo/paramagnetismo y la actividad biológica. Las estructuras geométricas también ofrecen a los químicos y otros científicos una forma productiva de organizar las moléculas. 

Resumen de la teoría VSEPR

La teoría de la repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia es un método para predecir la geometría de las moléculas. Se basa en el concepto fundamental de que los electrones se repelen entre sí debido a sus cargas similares, y las moléculas se construyen de forma que exista la mayor distancia posible entre pares de electrones solitarios. La mayoría de las moléculas elementales pueden encajar en 11 categorías de formas diferentes, y podemos predecirlas con exactitud simplemente conociendo el número de electrones de valencia, reconociendo el átomo central y utilizando la teoría VSEPR.