Teoría VSEPR

¿Quién propuso la teoría VSEPR?

La teoríaVSEPR no fue propuesta por un único investigador. Más bien, es una idea a la que contribuyeron muchos científicos de renombre. Primero la propusieron Sidgwick y Powell en 1940, y más tarde Ronald Gillespie y Sir Ronald Nyholm la desarrollaron hasta convertirla en un área completa de la química teórica en 1957.

A continuación, la teoría se puso a prueba mediante muchos métodos diferentes y se confirmó. Realmente demostró cómo una teoría matemática puede explicar la forma de las moléculas, lo que a su vez puede explicar la interacción y los comportamientos de las moléculas y los compuestos entre sí.

Significado de la teoría VSEPR

El acrónimo VSEPR significa Teoría de laRepulsión de Pares de Electrones de la Envoltura deValencia.

La teoría VSEPR puede explicar por qué determinadas moléculas tienen la forma que tienen en 3D. También puede ayudar a deducir la forma de las moléculas a partir de representaciones 2D a estructuras 3D. Es necesario comprender los principios básicos en los que se basa la teoría, como los principios del comportamiento de los pares de electrones dentro de una molécula, representados normalmente por las estructuras de Lewis.

La teoría VSEPR se basa en la idea muy directa de que los grupos de electrones -que pueden consistir en pares solitarios de electrones, enlaces simples, enlaces múltiples o electrones no apareados- se repelen entre sí. Esta teoría se centra en estas repulsiones de electrones ya que, según la VSEPR, la geometría que adoptará la molécula será aquella en la que los grupos de electrones tengan la máxima separación posible entre sí.

Supuestos de la teoría VSEPR

Los supuestos clave que tenemos que considerar son las diferencias en los enlaces y las especies de dominios de electrones. En primer lugar, un enlace doble se comportará de forma diferente a un enlace simple, aunque la teoría lo considerará como un dominio de un solo electrón. En segundo lugar, tenemos que considerar que un par de electrones solitario tendrá una mayor repulsión que un par de electrones enlazados. A menudo, en las geometrías moleculares, la forma será diferente, especialmente los valores de los ángulos, ya que los pares solitarios ejercerán una mayor repulsión que los electrones enlazados. Esto puede sesgar la forma hacia conformaciones diferentes.

Estructuras de Lewis (punto electrónico)

Las estructuras de Lewis destacan la presencia de electrones enlazados y pares solitarios de electrones. Distinguir entre estas especies con respecto a un átomo concreto permite crear formas basadas en VSEPR. En una estructura de Lewis, un par de electrones puede representarse mediante dos puntos o una línea.

A continuación se muestra un ejemplo de cómo cambia la estructura de los enlaces creados a sus estructuras de Lewis:

Fig. 1 - La distinción entre el par enlazado y el par solitario de electrones se muestra en las estructuras de Lewis

Piensa en la forma tridimensional que adoptará la molécula. Como se trata de una molécula diatómica,podemos suponer que la forma más probable que adoptará será una geometría lineal. Pero, ¿qué ocurre con las moléculas más complicadas? En la siguiente sección, exploraremos cómo La teoría VSEPR se basa en la repulsión de los pares de electrones, como se ha explicado anteriormente.

Teoría VSEPR en dominios de dos y tres electrones

En el ejemplo anterior de la molécula diatómica de _F2, podemos ver que hay un enlace. Los pares solitarios individuales quierenextenderse al máximo para crear una geometría lineal. Podemos afirmar que se consigue la geometría lineal (ya que sabemos que el ángulo no es curvo), por lo que la forma molecular tiene un ángulo de 180°.

Si una molécula tiene tres átomos, ¿qué forma adoptaría? Se supone que con tres átomos alrededor de un átomo central, los enlaces se extenderían al máximo, dando una geometría plana trigonal (plana triangular). Los ángulos entre los átomos creados serían de 120°.

El diagrama siguiente muestra las geometrías moleculares de moléculas con dos o tres átomos unidos a un átomo central.

Fig. 2 - Aquí se puede ver una representación gráfica de las geometrías moleculares lineal y trigonal plana, según la teoría VSEPR

Teoría VSEPR sobre dominios de cuatro electrones

¿Cómo se comportaría en 3D una molécula con cuatro átomos alrededor de uno central? En una representación 2D, una molécula con cuatro dominios de electrones se representaría con ángulos rectos (90°). Pero en el espacio 3D, ¿es ésa la dispersión más óptima de los pares de electrones para evitarse mutuamente? ¿Un ángulo de 90° permitiría la máxima repulsión entre los átomos enlazados?

Aquí es donde tienes que pensar fuera de la caja. Una molécula con cuatro dominios de electrones adopta una geometría tetraédrica. Los ángulos de enlace son de 109,5°, ya que maximiza un espacio tridimensional, en lugar de sólo un plano. Piensa que los cuatro dominios de electrones crean una cierta estructura piramidal. La figura siguiente representa esta geometría molecular y la repulsión de los pares de electrones que crea una geometría molecular tetraédrica.

Fig. 3 - Puedes ver cómo una molécula con cuatro dominios de electrones distribuye esos dominios al máximo en un espacio tridimensional, creando una geometría molecular tetraédrica con ángulos de enlace de 109,5°.

Teoría VSEPR sobre dominios de cinco y seis electrones

Considera ahora qué ocurriría si tuvieras cinco átomos enlazados a un átomo central. ¿Y con seis? ¿Qué geometría molecular adoptarían estas moléculas en 3D? En las representaciones 2D, es fácil dibujar otro enlace y añadirlo simétricamente a un átomo. En realidad, las estructuras 3D a menudo se desvían de esta noción.

Los dominios de cinco electrones crean una geometría bipiramidal trigonal (bipiramidal triangular). El "bipiramidal" significa literalmente dos pirámides. Interprétalo como dos pirámides apiladas una sobre otra, en las que las pirámides tienen una base triangular.

Una molécula con seis dominios de electrones crea una geometría octaédrica. Puedes pensar en ella como una forma con 8 lados, como un diamante, por tanto octaédrica, aunque haya 6 átomos implicados (y 6 vértices de la forma). Incluso puedes pensar en ella como dos pirámides apiladas una sobre otra, en las que la base de la pirámide es un cuadrado. Los ángulos creados en esta forma son 180° y 90°.

Utilizando las predicciones anteriores, puedes ver cómo la teoría VSEPR nos permite sacar conclusiones sobre las formas tridimensionales de las moléculas, en función de sus dominios de electrones (pares enlazados o pares solitarios de electrones).

Ejemplos de la teoría VSEPR

Exploremos algunos ejemplos de cada forma predicha por la teoría VSEPR, y cómo pueden aplicarse a muchos contextos. Se explicará cada uno de los modelos teorizados y se mostrarán y discutirán algunos ejemplos comunes.

Fig. 5 - Geometría lineal del dióxido de carbono

Fig. 6 - Geometría trigonal plana del tricloruro de boro

Arriba puedes ver dos estructuras. Una representa la molécula_{de CO2} como ejemplo de geometría lineal, mientras que la otra muestra una molécula de _BCl3 como ejemplo de geometría plana trigonal, tal como predice la teoría VSEPR. Se muestran los ángulos. Estas estructuras se confirman experimentalmente, lo que sugiere que la teoría VSEPR es relevante y se sostiene en ejemplos de la vida real.

A continuación, puedes ver cómo se muestra la geometría tetraédrica predicha por la teoría VSEPR en una molécula de metano, _CH4. Aquí los ángulos de enlace forman el ángulo predicho de 109,5°.

Fig. 7 - Geometría tetraédrica del metano

Lo que puedes ver a continuación es un ejemplo de la geometría trigonal bipiramidal del _PF6. Aquí puedes ver claramente la diferencia entre la representación 2D, una representación de la estructura de Lewis de la molécula, comparada con el modelo 3D. Los cinco dominios de electrones se extienden todo lo posible, basándose en la repulsión de los pares de electrones, para crear la forma prevista: bipiramidal trigonal.

Fig. 8 - Geometría bipiramidal trigonal del pentafluoruro de fósforo

A continuación encontrarás un ejemplo de la geometría octaédrica VSEPR, representada por una molécula de _SF6. Puedes ver cómo los seis átomos de flúor se disponen alejados del átomo central de azufre, creando una forma octaédrica de "diamante" en 3D.

Fig. 9 - Geometría octaédrica del hexafluoruro de azufre