TREPEV

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La Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia (TRePEV, teoría RPECV o teoría VSEPR)[1] es un modelo en química para predecir la forma de cada una de las moléculas basado en el grado de repulsión electrostática de los pares de electrones.[2] También es llamada teoría Gillespie-Nyholm por sus dos principales desarrolladores.[3]

La premisa de TRePEV es que los pares de electrones de valencia alrededor de un átomo se repelen mutuamente, y por lo tanto, adoptan una disposición espacial que minimiza esta repulsión, determinando la geometría molecular. El número de pares de electrones alrededor de un átomo, tanto enlazantes como no enlazantes, se denomina número estérico.

La teoría TRePEV es generalmente comparada y contrastada con la teoría del enlace de valencia, que se ocupa de la forma molecular a través de orbitales que son energéticamente accesibles para la vinculación. La teoría del enlace de valencia se ocupa de la formación de enlaces sigma y pi. La teoría de orbitales moleculares es otro modelo para la comprensión de cómo los átomos y los electrones se ensamblan en moléculas e iones poliatómicos.

La teoría TRePEV ha sido criticado por no ser cuantitativa, y por lo tanto limita a la generación de "en bruto", a pesar de que estructuralmente precisa, geometrías moleculares de las moléculas covalentes. Sin embargo, campos de fuerza de mecánica molecular basados en TRePEV también se han desarrollado.[4]

Historia[editar]

La idea de establecer una correlación molecular entre la geometría de una molécula y el número de electrones de valencia se presentó por primera vez en 1940 por Nevil Sidgwick y Herbert Powell en la Universidad de Oxford.[5] En 1957 Ronald Gillespie y Ronald Sydney Nyholm del University College London refinaron el concepto construyendo una teoría detallada que permitía elegir, entre varias alternativas geométricas, la más adecuada para una molécula determinada.[6] [7]

Descripción[editar]

La TRePEV (Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia) está basada en la idea de que la geometría de una molécula, o ion poliatómico, del tipo ABn, donde A es el átomo central y B los átomos periféricos, o ligandos, está condicionada, principalmente, por la repulsión, de tipo culombiana, entre los pares de electrones de la capa de valencia alrededor del átomo central.[8]

La geometría es aquella que proporciona a los pares de electrones de la capa de valencia la energía mínima. En realidad, da la casualidad que cuando una distribución de electrones es la adecuada, coincide con una repulsión interelectrónica mínima.

Los pares de electrones pueden ser de dos tipos dependiendo de si forman parte, o no, de un enlace, clasificándose en pares de enlace y pares sueltos, (también denominados pares libres, o pares no enlazantes).

Existen tres tipos de interacciones repulsivas entre los pares de electrones de una molécula cada una con un determinado valor de intensidad. Ordenadas de mayor a menor repulsión las interacciones posibles son:

  1. La repulsión par no enlazante - par no enlazante (PNE-PNE).
  2. La repulsión par no enlazante - par enlazante (PNE-PE).
  3. La repulsión par enlazante - par enlazante (PE-PE).

Teniendo en cuenta esta división en dos clases de pares cualquier molécula, de este tipo, se puede expresar como ABnEm. Donde n es el número de pares enlazantes y E el de pares de no enlace.

Una molécula con un atómo central que cumpla la regla del octeto tendrá cuatro pares de electrones en su capa de valencia. Si los cuatro pares son enlazantes los átomos enlazados se dispondrán en los vértices de un tetraedro regular. El ángulo de enlace tetraédrico es 109,5°.

Como se ha comentado la repulsión par no enlazante - par no enlazante (PNE-PNE) se considera más fuerte que la repulsión par no enlazante - par enlazante (PNE-PE), la cual es a su vez más fuerte que la repulsión par enlazante - par enlazante (PE-PE). Entonces, el ángulo que formen dos pares enlazantes será más pequeño que el formado por los pares (PNE-PE) y éste a su vez más pequeño que el formado por los pares (PNE-PNE).

En este sentido concuerda bastante bien con los datos experimentales. La explicación para justificar una mayor intensidad en la interacción PNE-PNE, y por tanto un ángulo de apertura mayor que en las demás interacciones, se basa en la mayor dispersión de la nube electrónica de los electrones alojados en los orbitales que no enlazan.

Reglas adicionales para la predicción de la geometría molecular[editar]

  • Las repulsiones ejercidas por los pares de enlace disminuyen al aumentar la electronegatividad de los átomos periféricos. Por ejempo, si se comparan el NH3 con el NF3, moléculas con el átomo central pertenecientes al mismo grupo, y misma geometría, (piramidal), los ángulos de enlace son, respectivamente : 106.6 º y 102.2 º. Téngase en cuenta que el F presenta una electronegatividad de 3,98, en la escala de Pauling, y el H de sólo 2,20.
  • La formación de enlaces múltiples, (dobles) no afecta a la estereometría de la molécula, la cual está determinada fundamentalmente por los enlaces \sigma y los pares de electrones libres.
  • La repulsión entre pares de electrones no enlazantes de átomos con capas llenas es mayor que la repulsión entre pares de electrones no enlazantes pertenecientes a átomos con capas de valencia incompleta. Como se puede observar en la progresiva disminución de los ángulos de la secuencia de moléculas H2S, H2Se, H2Te, H2O.
  • Cuando el átomo central presenta la capa de valencia incompleta, y uno o más orbitales libres vacíos, existe una tendencia a que los pares de electrones libres de los átomos periféricos se transfieran al primero, como ocurre en el BF3. Los pares de electrones libres que rodean a los átomos de fluor pueden cederse al orbital pz vacío del B.
  • Cuando hay 5 ó 7 pares de electrones las posiciones no son completamente equivalentes. Por ejemplo, en una molécula con geometría de bipirámide trigonal (5 pares), como es el caso del PF5 se pueden distinguir posiciones axiales y posiciones ecuatoriales.

TRePEV frente a otras teorías[editar]

La TRePEV se compara y se contrasta con la teoría del enlace de la capa de valencia, la cual determina la forma la geometría molecular a través de los orbitales que son energéticamente accesibles para enlazar. La Teoría Orbital Molecular se concentra más en la formación de enlaces Sigma y Pi. La Teoría Orbital Molecular es un modelo más sofisticado para entender cómo átomos y electrones se ensamblan en moléculas e iones poliatómicos.

El Método Axe es comúnmente usado para encontrar la geometría de las moléculas siguiendo la teoría TRePEV.[9]

Ejemplos[editar]

El metano (CH4) es tetraédrico porque hay cuatro pares de electrones. Los cuatro átomos de hidrógeno están posicionados en los vértices de un tetraedro, y el ángulo de unión es de 109.5°. Esto es una molécula del tipo AB4. A el átomo central y B representa a los otros átomos.

El amoníaco (NH3) tiene tres pares de electrones involucrados en la unión, pero hay un par suelto de electrones en el átomo de nitrógeno. No está unido a ningún otro átomo; aun así, influencia a la geometría a través de repulsiones. Como en el metano, hay cuatro regiones de densidad de electrones. Por lo tanto, la orientación general de las regiones de densidad electrónica es tetraédrica. Por otra parte, solo hay tres átomos externos. Esto es una molécula del tipo AB3E porque el par de electrones suelto es representado por una E. La forma general de la molécula es una pirámide trigonal porque el par suelto no es "visible". La geometría de una molécula se obtiene a partir de la relación de los átomos aún a pesar de que puede ser influenciada por los pares de electrones sueltos.

VSEPR geometries.PNG
Tipo de molécula Forma Disposición electrónica Geometría Ejemplos
AB1En Molécula diatómica AX1E0-3D-balls.png AX1E0-3D-balls.png HF, O2
AB2E0 Lineal AX2E0-3D-balls.png Linear-3D-balls.png BeCl2, HgCl2, CO2
AB2E1 Angular AX2E1-3D-balls.png Bent-3D-balls.png NO2, SO2, O3
AB2E2 Angular AX2E2-3D-balls.png Bent-3D-balls.png H2O, OF2
AB2E3 Lineal AX2E3-3D-balls.png Linear-3D-balls.png XeF2, I3
AB3E0 Triangular plana AX3E0-3D-balls.png Trigonal-3D-balls.png BF3, CO32−, NO3, SO3
AB3E1 Pirámide trigonal AX3E1-3D-balls.png Pyramidal-3D-balls.png NH3, PCl3
AB3E2 Forma de T AX3E2-3D-balls.png T-shaped-3D-balls.png ClF3, BrF3
AB4E0 Tetraédrica AX4E0-3D-balls.png Tetrahedral-3D-balls.png CH4, PO43−, SO42−, ClO4
AB4E1 Balancín AX4E1-3D-balls.png Seesaw-3D-balls.png SF4
AB4E2 Cuadrada plana AX4E2-3D-balls.png Square-planar-3D-balls.png XeF4
AB5E0 Bipirámide trigonal Trigonal-bipyramidal-3D-balls.png Trigonal-bipyramidal-3D-balls.png PCl5
AB5E1 Pirámide cuadrada AX5E1-3D-balls.png Square-pyramidal-3D-balls.png ClF5, BrF5
AB5E2 Pentagonal plana AX5E2-3D-balls.png Pentagonal-planar-3D-balls.png XeF
5
AB6E0 Octaédrica AX6E0-3D-balls.png Octahedral-3D-balls.png SF6
AB6E1 Pirámide pentagonal AX6E1-3D-balls.png Pentagonal-pyramidal-3D-balls.png XeOF
5
, IOF2-
5
[10]
AB7E0 Bipirámide pentagonal AX7E0-3D-balls.png Pentagonal-bipyramidal-3D-balls.png IF7
† Disposición electrónica incluyendo los pares no enlazantes (mostrados en amarillo)
‡ Geometría observada (excluyendo los pares no enlazantes)

Excepciones[editar]

Hay grupos de compuestos donde fallan las predicciones de la TREPEV

Compuestos de metales de transición[editar]

No se pueden describir correctamente muchas estructuras de compuestos de metales de transición lo que se puede atribuir a la interacción de los electrones d del core interno con los ligandos, que se encuentran más allá de la esfera de coordinación de los pares solitarios.

Referencias[editar]

  1. Es frecuente el empleo del acrónimo inglés VSEPR, debido a su gran difusión dentro de organismos internacionales como la IUPAC. Véase, por ejemplo, VSEPR en textoscientificos.com.
  2. Modern Inorganic Chemistry W.L. Jolly ISBN 0-07-032760-2
  3. H. Stephen Stoker (2009). General, Organic, and Biological Chemistry. Cengage Learning. p. 119. ISBN 0547152817, 9780547152813. 
  4. VGS Box. Journal of Molecular Modeling, 1997, 3, 124-141.
  5. http://www.jstor.org/pss/97507 N.V.Sidgwick and H.M.Powell, Proc.Roy.Soc.A 176, 153-180 (1940) Bakerian Lecture. Stereochemical Types and Valency Groups
  6. R.J.Gillespie and R.S.Nyholm, Quart.Rev. 11, 339 (1957)
  7. R.J.Gillespie, J.Chem.Educ. 47, 18(1970)
  8. Modern Inorganic Chemistry W.L. Jolly ISBN 0-07-032760-2
  9. Chemistry Quick Study Guide. Mobile Reference, 2007. ISBN: 160501107X. Pág. 242
  10. Baran, E. (2000). «Mean amplitudes of vibration of the pentagonal pyramidal XeOF5 and IOF52− anions» (en inglés). Journal of Fluorine Chemistry 101:  pp. 61–63. doi:10.1016/S0022-1139(99)00194-3. 

Enlaces externos[editar]