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Teoría VSEPR

Ejemplo de disposición angular de electrones (molécula de agua). Muestra la ubicación de los electrones desapareados, los átomos enlazados y los ángulos de enlace. El ángulo de ...

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Ejemplo de disposición angular de electrones (molécula de agua). Muestra la ubicación de los electrones desapareados, los átomos enlazados y los ángulos de enlace. El ángulo de enlace del agua es de 104,5°.

La teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia ( VSEPR ) ( / ˈ v ɛ s p ər , v ə ˈ s ɛ p ər / VESP -ər , [ 1 ] : 410 və- SEP -ər [ 2 ] ) es un modelo utilizado en química para predecir la geometría de moléculas individuales a partir del número de pares de electrones que rodean a sus átomos centrales. [ 3 ] También se la denomina teoría de Gillespie-Nyholm en honor a sus dos principales desarrolladores, Ronald Gillespie y Ronald Nyholm , pero también se la llama teoría de Sidgwick-Powell en honor a trabajos anteriores de Nevil Sidgwick y Herbert Marcus Powell .

La premisa de la teoría VSEPR es que los pares de electrones de valencia que rodean un átomo tienden a repelerse entre sí. Cuanto mayor sea la repulsión, mayor será la energía (menor estabilidad) de la molécula. Por lo tanto, la geometría molecular predicha por la VSEPR es aquella que presenta la menor repulsión posible. Gillespie ha enfatizado que la repulsión electrón-electrón debida al principio de exclusión de Pauli es más importante para determinar la geometría molecular que la repulsión electrostática . [ 4 ]

Los fundamentos de la teoría VSEPR se derivan del análisis topológico de la densidad electrónica de las moléculas. Estos métodos de topología químico-cuántica (TCQ) incluyen la función de localización electrónica (FLE) y la teoría cuántica de átomos en moléculas (AIM o QTAIM). [ 4 ] [ 5 ]

Historia

La idea de una correlación entre la geometría molecular y el número de pares de electrones de valencia (tanto pares compartidos como no compartidos) fue propuesta originalmente en 1939 por Ryutaro Tsuchida en Japón, [ 6 ] y fue presentada independientemente en una conferencia Bakeriana en 1940 por Nevil Sidgwick y Herbert Powell de la Universidad de Oxford . [ 7 ] En 1957, Ronald Gillespie y Ronald Sydney Nyholm del University College de Londres refinaron este concepto en una teoría más detallada, capaz de elegir entre varias geometrías alternativas. [ 8 ] [ 9 ]

Descripción general

La teoría VSEPR se utiliza para predecir la disposición de los pares de electrones alrededor de los átomos centrales en las moléculas, especialmente en las moléculas simples y simétricas. Un átomo central se define en esta teoría como un átomo que está unido a dos o más átomos, mientras que un átomo terminal está unido a un solo átomo. [ 1 ] : 398 Por ejemplo, en la molécula de isocianato de metilo (H 3 C-N=C=O), los dos carbonos y un nitrógeno son átomos centrales, y los tres hidrógenos y un oxígeno son átomos terminales. [ 1 ] : 416 La geometría de los átomos centrales y sus pares de electrones no enlazantes determinan a su vez la geometría de la molécula completa.

El número de pares de electrones en la capa de valencia de un átomo central se determina después de dibujar la estructura de Lewis de la molécula y expandirla para mostrar todos los grupos de enlace y pares de electrones no enlazantes. [ 1 ] : 410–417 En la teoría VSEPR, un enlace doble o triple se trata como un grupo de enlace simple. [ 1 ] La suma del número de átomos enlazados a un átomo central y el número de pares de electrones no enlazantes formados por sus electrones de valencia no enlazantes se conoce como el número estérico del átomo central.

Se supone que los pares de electrones (o grupos, si hay enlaces múltiples) se encuentran en la superficie de una esfera centrada en el átomo central y tienden a ocupar posiciones que minimizan sus repulsiones mutuas al maximizar la distancia entre ellos. [ 1 ] : 410–417 [ 10 ] Por lo tanto, el número de pares de electrones (o grupos) determina la geometría general que adoptarán. Por ejemplo, cuando hay dos pares de electrones rodeando el átomo central, su repulsión mutua es mínima cuando se encuentran en polos opuestos de la esfera. Por consiguiente, se predice que el átomo central adoptará una geometría lineal . Si hay 3 pares de electrones rodeando el átomo central, su repulsión se minimiza al colocarlos en los vértices de un triángulo equilátero centrado en el átomo. Por consiguiente, la geometría predicha es trigonal . Del mismo modo, para 4 pares de electrones, la disposición óptima es tetraédrica . [ 1 ] : 410–417

Para predecir la geometría que adopta un número determinado de pares de electrones, una demostración física frecuente del principio de mínima repulsión entre pares de electrones utiliza globos inflados. Al manipularlos, los globos adquieren una ligera carga electrostática superficial que da como resultado la adopción de geometrías prácticamente idénticas cuando se atan por sus tallos, en función del número correspondiente de pares de electrones. Por ejemplo, cinco globos atados adoptan la geometría bipiramidal trigonal , al igual que los cinco pares de electrones enlazados de una molécula de PCl₅ .

Número estérico

El tetrafluoruro de azufre tiene un número estérico de 5.

El número estérico de un átomo central en una molécula es la suma del número de átomos unidos a ese átomo central, denominado número de coordinación , más el número de pares de electrones de valencia no enlazantes del átomo central. [ 11 ] En la molécula SF 4 , por ejemplo, el átomo central de azufre tiene cuatro ligandos ; el número de coordinación del azufre es cuatro. Además de los cuatro ligandos, el azufre también tiene un par de electrones no enlazantes en esta molécula. Por lo tanto, el número estérico es 4 + 1 = 5.

Alternativamente, el número estérico se puede determinar para los elementos de los grupos principales utilizando una fórmula algebraica de conteo de electrones. Este método suma los electrones de valencia relevantes y divide por 2 para determinar el número de pares de electrones (dominios). La fórmula es:

SN=V+METRO−do+A2{\displaystyle {\text{SN}}={\frac {V+M-C+A}{2}}}

dónde:

  • V es el número de electrones de valencia en el átomo central.
  • M es el número de átomos unidos al átomo central mediante enlaces simples.
  • C es la carga del catión (restada).
  • A es la carga del anión (añadida).

Ejemplo para la molécula de tetrafluoruro de xenón ( XeF₄ ):

  • El xenón (grupo 18) tiene 8 electrones de valencia (V = 8).
  • Hay 4 átomos de flúor enlazados, cada uno de los cuales aporta 1 electrón (M = 4).
  • La molécula es neutra (C = 0, A = 0).
SN=8+4−0+02=6 pares de electrones{\displaystyle {\text{SN}}={\frac {8+4-0+0}{2}}=6{\text{ pares de electrones}}}

Un número estérico de 6 corresponde a una geometría electrónica octaédrica. Dado que hay 4 átomos enlazados, la molécula contiene 2 pares de electrones no enlazantes (6 − 4 = 2), lo que resulta en una geometría molecular plano-cuadrada.

Grado de repulsión

La geometría general se refina aún más distinguiendo entre pares de electrones enlazantes y no enlazantes . El par de electrones enlazantes compartido en un enlace sigma con un átomo adyacente se encuentra más alejado del átomo central que un par no enlazante (solitario) de ese átomo, que se mantiene cerca de su núcleo cargado positivamente. Por lo tanto, la teoría VSEPR considera que la repulsión del par solitario es mayor que la repulsión del par enlazante. Así, cuando una molécula tiene dos interacciones con diferentes grados de repulsión, la teoría VSEPR predice la estructura donde los pares solitarios ocupan posiciones que les permiten experimentar menor repulsión. Las repulsiones par solitario-par solitario (lp-lp) se consideran más fuertes que las repulsiones par solitario-par enlazante (lp-bp), que a su vez se consideran más fuertes que las repulsiones par enlazante-par enlazante (bp-bp). Estas distinciones guían las decisiones sobre la geometría general cuando son posibles dos o más posiciones no equivalentes. [ 1 ] : 410–417 Por ejemplo, cuando 5 pares de electrones de valencia rodean un átomo central, adoptan una geometría molecular bipiramidal trigonal con dos posiciones axiales colineales y tres posiciones ecuatoriales . Un par de electrones en una posición axial tiene tres vecinos ecuatoriales cercanos a solo 90° de distancia y un cuarto mucho más lejos a 180°, mientras que un par de electrones ecuatorial tiene solo dos pares adyacentes a 90° y dos a 120°. La repulsión de los vecinos cercanos a 90° es más importante, de modo que las posiciones axiales experimentan más repulsión que las posiciones ecuatoriales; por lo tanto, cuando hay pares solitarios, tienden a ocupar posiciones ecuatoriales como se muestra en los diagramas de la siguiente sección para el número estérico cinco. [ 10 ]

La diferencia entre pares solitarios y pares enlazantes también puede utilizarse para justificar desviaciones de geometrías idealizadas. Por ejemplo, la molécula de H₂O tiene cuatro pares de electrones en su capa de valencia: dos pares solitarios y dos pares enlazantes. Los cuatro pares de electrones se distribuyen de manera que apuntan aproximadamente hacia los vértices de un tetraedro. Sin embargo, el ángulo de enlace entre los dos enlaces O–H es de solo 104,5°, en lugar de los 109,5° de un tetraedro regular, porque los dos pares solitarios (cuyas envolturas de densidad o probabilidad se encuentran más cerca del núcleo de oxígeno) ejercen una mayor repulsión mutua que los dos pares enlazantes. [ 1 ] : 410–417 [ 10 ]

Un enlace de orden de enlace superior también ejerce mayor repulsión ya que los electrones del enlace pi contribuyen. [ 10 ] Por ejemplo, en el isobutileno , (H 3 C) 2 C=CH 2 , el ángulo H 3 C−C=C (124°) es mayor que el ángulo H 3 C−C−CH 3 (111,5°). Sin embargo, en el ion carbonato , CO 2− 3 , los tres enlaces C−O son equivalentes con ángulos de 120° debido a la resonancia .

método AXE

El método AXE de conteo de electrones se usa comúnmente al aplicar la teoría VSEPR. Los pares de electrones alrededor de un átomo central se representan mediante la fórmula AX m E n , donde A representa el átomo central y siempre tiene un subíndice implícito uno. Cada X representa un ligando (un átomo unido a A). Cada E representa un par de electrones no enlazantes en el átomo central. [ 1 ] : 410–417 El número total de X y E se conoce como número estérico. Por ejemplo, en una molécula AX 3 E 2 , el átomo A tiene un número estérico de 5.

Cuando los átomos sustituyentes (X) no son todos iguales, la geometría sigue siendo aproximadamente válida, pero los ángulos de enlace pueden ser ligeramente diferentes a los que se darían si todos los átomos externos fueran iguales. Por ejemplo, los carbonos del doble enlace en alquenos como C₂H₄ son AX₃E₀ , pero los ángulos de enlace no son todos exactamente de 120°. Del mismo modo, SOCl₂ es AX₃E₁ , pero como los sustituyentes X no son idénticos, los ángulos X– A – X no son todos iguales.

Basándose en el número estérico y la distribución de X y E , la teoría VSEPR realiza las predicciones que se muestran en las siguientes tablas.

Elementos del grupo principal

Para los elementos del grupo principal , existen pares de electrones no enlazantes (E) estereoquímicamente activos cuyo número puede variar de 0 a 3. Cabe destacar que las geometrías se nombran únicamente según las posiciones atómicas y no según la disposición electrónica. Por ejemplo, la descripción de AX₂E₁ como una molécula angular significa que los tres átomos AX₂ no están alineados, aunque el par de electrones no enlazantes ayuda a determinar la geometría.

Metales de transición (modelo de Keepert)

Los pares solitarios en los átomos de metales de transición suelen ser estereoquímicamente inactivos, lo que significa que su presencia no cambia la geometría molecular. Por ejemplo, los complejos hexaaquo M(H 2 O) 6 son todos octaédricos para M = V 3+ , Mn 3+ , Co 3+ , Ni 2+ y Zn 2+ , a pesar de que las configuraciones electrónicas del ion metálico central son d 2 , d 4 , d 6 , d 8 y d 10 respectivamente. [ 13 ] : 542 El modelo de Kepert ignora todos los pares solitarios en los átomos de metales de transición, de modo que la geometría alrededor de todos esos átomos corresponde a la geometría VSEPR para AX n con 0 pares solitarios E. [ 15 ] [ 13 ] : 542 Esto se escribe a menudo ML n , donde M = metal y L = ligando. El modelo de Kepert predice las siguientes geometrías para números de coordinación de 2 a 9:

Ejemplos

La molécula de metano ( CH₄ ) es tetraédrica porque tiene cuatro pares de electrones. Los cuatro átomos de hidrógeno se encuentran en los vértices de un tetraedro, y el ángulo de enlace es cos⁻¹(−1/3 ) ≈ 109 ° 28 ′  . [  16 ]  [ 17 ] Esto se denomina molécula de tipo AX₄ . Como se mencionó anteriormente, A representa el átomo central y X representa un átomo externo. [ 1 ] : 410–417

La molécula de amoníaco ( NH₃ ) tiene tres pares de electrones involucrados en enlaces, pero hay un par de electrones no enlazantes en el átomo de nitrógeno. [ 1 ] : 392–393 No está enlazado con otro átomo; sin embargo, influye en la forma general a través de repulsiones. Al igual que en el metano mencionado anteriormente, hay cuatro regiones de densidad electrónica. Por lo tanto, la orientación general de las regiones de densidad electrónica es tetraédrica. Por otro lado, solo hay tres átomos externos. Esto se denomina molécula de tipo AX₃E porque el par de electrones no enlazantes está representado por una E. [ 1 ] : 410–417 Por definición, la forma o geometría molecular describe únicamente la disposición geométrica de los núcleos atómicos, que es piramidal trigonal para el NH₃ . [ 1 ] : 410–417

Los números estéricos de 7 o mayores son posibles, pero son menos comunes. El número estérico de 7 se presenta en el heptafluoruro de yodo (IF7 ) ; la geometría base para un número estérico de 7 es bipiramidal pentagonal. [ 10 ] La geometría más común para un número estérico de 8 es una geometría antiprismática cuadrada . [ 18 ] : 1165 Ejemplos de esto incluyen los aniones octacianomolibdato ( Mo(CN) 4−8 ) y octafluorozirconato ( ZrF4−8 ) . [ 18 ] : 1165 El ion nonahidridorenato ( ReH2−9 ) en el nonahidridorenato de potasio es un ejemplo raro de un compuesto con un número estérico de 9, que tiene una geometría prismática trigonal tricapsulada. [ 13 ] : 254 [ 18 ]

Los números estéricos superiores a 9 son muy raros, y no está claro qué geometría se favorece generalmente. [ 19 ] Las geometrías posibles para números estéricos de 10, 11, 12 o 14 son antiprismático cuadrado bicapado (o dodecadeltáedro bicapado ), octadecaédrico , icosaédrico y antiprismático hexagonal bicapado , respectivamente. No existen compuestos con números estéricos tan altos que involucren ligandos monodentados , y aquellos que involucran ligandos multidentados a menudo pueden analizarse de manera más sencilla como complejos con números estéricos más bajos cuando algunos ligandos multidentados se tratan como una unidad. [ 18 ] : 1165, 1721

Excepciones

Existen grupos de compuestos en los que la teoría VSEPR no logra predecir la geometría correcta.

Algunas moléculas AX 2 E 0

Se ha calculado que las formas de los análogos de alquinos de elementos más pesados ​​del Grupo 14 (RM≡MR, donde M = Si, Ge, Sn o Pb) son curvas. [ 20 ] [ 21 ] [ 22 ]

Algunas moléculas AX 2 E 2

Un ejemplo de la geometría AX 2 E 2 es el óxido de litio molecular , Li 2 O, una estructura lineal en lugar de curvada, que se atribuye a que sus enlaces son esencialmente iónicos y a la fuerte repulsión litio - litio resultante. [ 23 ] Otro ejemplo es O(SiH 3 ) 2 con un ángulo Si–O–Si de 144,1°, que se compara con los ángulos en Cl 2 O (110,9°), (CH 3 ) 2 O (111,7°) y N(CH 3 ) 3 (110,9°). [ 24 ] Gillespie y Robinson racionalizan el ángulo de enlace Si–O–Si basándose en la capacidad observada del par solitario de un ligando para repeler más fuertemente otros pares de electrones cuando la electronegatividad del ligando es mayor o igual que la del átomo central. [ 24 ] En O(SiH 3 ) 2 , el átomo central es más electronegativo, y los pares solitarios están menos localizados y son más débilmente repulsivos. El mayor ángulo de enlace Si–O–Si resulta de esto y de la fuerte repulsión ligando - ligando por el ligando -SiH 3 relativamente grande. [ 24 ] Burford et al. demostraron mediante estudios de difracción de rayos X que Cl 3 Al–O–PCl 3 tiene un ángulo de enlace Al–O–P lineal y, por lo tanto, es una molécula no VSEPR. [ 25 ]

Algunas moléculas AX 6 E 1 y AX 8 E 1

Hexafluoruro de xenón , que tiene una geometría octaédrica distorsionada.

Algunas moléculas AX 6 E 1 , por ejemplo, el hexafluoruro de xenón (XeF 6 ) y los aniones Te(IV) y Bi(III), TeCl 2− 6 , TeBr 2− 6 , BiCl 3− 6 , BiBr 3− 6 y BiI 3− 6 , son octaédricas, en lugar de pirámides pentagonales, y el par solitario no afecta la geometría en el grado predicho por VSEPR. [ 26 ] De manera similar, el ion octafluoroxenato ( XeF 2− 8 ) en el octafluoroxenato(VI) de nitrosonio [ 13 ] : 498 [ 27 ] [ 28 ] es un antiprisma cuadrado con una distorsión mínima, a pesar de tener un par solitario. Una racionalización es que el impedimento estérico de los ligandos deja poco o ningún espacio para el par solitario no enlazante; [ 24 ] Otra racionalización es el efecto del par inerte . [ 13 ] : 214

Complejos ML 4 de plano cuadrado

El modelo de Kepert predice que las moléculas de metales de transición ML 4 tienen forma tetraédrica y no puede explicar la formación de complejos plano-cuadrados. [ 13 ] : 542 La mayoría de estos complejos presentan configuración ad 8 , como en el caso del ion tetracloroplatinato ( PtCl 2− 4 ). La explicación de la forma de los complejos plano-cuadrados implica efectos electrónicos y requiere el uso de la teoría del campo cristalino . [ 13 ] : 562–4

Complejos con fuerte contribución d

Hexametiltungsteno , un complejo de metal de transición cuya geometría es diferente a la de coordinación de los elementos del grupo principal.

Algunos complejos de metales de transición con un bajo número de electrones d tienen geometrías inusuales, que pueden atribuirse a la interacción de enlace de la subcapa d. [ 29 ] Gillespie encontró que esta interacción produce pares de enlace que también ocupan los puntos antipodales respectivos (ligando opuesto) de la esfera. [ 30 ] [ 4 ] Este fenómeno es un efecto electrónico resultante de la forma bilobulada de los orbitales híbridos sd x subyacentes . [ 31 ] [ 32 ] La repulsión de estos pares de enlace conduce a un conjunto diferente de formas.

Las estructuras en fase gaseosa de los haluros triatómicos de los miembros más pesados ​​del grupo 2 (es decir, haluros de calcio, estroncio y bario, MX₂ ) no son lineales como se predijo, sino que están curvadas (ángulos X–M–X aproximados: CaF₂, 145°; SrF₂, 120°; BaF₂ , 108 ° ; SrCl₂ , 130 ° ; BaCl₂ , 115 ° ; BaBr₂ , 115 °; BaI₂ , 105 °). [ 36 ] Gillespie propuso que esto también se debe a la interacción de enlace de los ligandos con la subcapa d del átomo metálico, lo que influye en la geometría molecular. [ 24 ] [ 37 ]

Elementos superpesados

Se predice que los efectos relativistas en los orbitales electrónicos de los elementos superpesados ​​influyen en la geometría molecular de algunos compuestos. Por ejemplo, los electrones 6d 5/2 en el nihonio juegan un papel inesperadamente fuerte en el enlace, por lo que el NhF 3 debería adoptar una geometría en forma de T, en lugar de una geometría trigonal plana como su congénere más ligero BF 3 . [ 38 ] Por el contrario, se predice que la estabilidad adicional de los electrones 7p 1/2 en el tenesino hará que el TsF 3 sea trigonal plano, a diferencia de la geometría en forma de T observada para el IF 3 y predicha para el At F 3 ; [ 39 ] de manera similar, el Og F 4 debería tener una geometría tetraédrica, mientras que el XeF 4 tiene una geometría cuadrada plana y se predice que el Rn F 4 tendrá la misma. [ 40 ]

Moléculas con electrones impares

La teoría VSEPR puede extenderse a moléculas con un número impar de electrones al tratar el electrón desapareado como un "medio par de electrones"; por ejemplo, Gillespie y Nyholm [ 8 ] : 364–365 sugirieron que la disminución en el ángulo de enlace en la serie NO + 2 (180°), NO 2 (134°), NO − 2 (115°) indica que un conjunto dado de pares de electrones enlazantes ejerce una repulsión más débil sobre un solo electrón no enlazante que sobre un par de electrones no enlazantes. En efecto, consideraron el dióxido de nitrógeno como una molécula AX 2 E 0.5 , con una geometría intermedia entre NO + 2 y NO − 2. De manera similar, el dióxido de cloro ( ClO 2 ) es una molécula AX 2 E 1.5 , con una geometría intermedia entre ClO + 2 y ClO − 2. [ 41 ]

Finalmente, se predice que el radical metilo (CH₃ ) es piramidal trigonal como el anión metilo ( CH₃⁻ ) , pero con un ángulo de enlace mayor (como en el catión metilo trigonal plano ( CH₃⁺ ) ) . Sin embargo, en este caso, la predicción de la VSEPR no es del todo cierta, ya que CH₃ es en realidad plano, aunque su distorsión a una geometría piramidal requiere muy poca energía. [ 42 ]

Véase también

Referencias

  1. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 Petrucci, RH; WS, Harwood; FG, Herring (2002). Química general: Principios y aplicaciones modernas (8.ª  ed.). Prentice-Hall. ISBN 978-0-13-014329-7.
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Lecturas adicionales

  • Lagowski, JJ, ed. (2004). Química: Fundamentos y aplicaciones . Vol.  3. Nueva York: Macmillan. pp. 99–104 . ISBN  978-0-02-865721-9.
  • VSEPR AR—Visualización 3D de la teoría VSEPR con una aplicación de realidad aumentada
  • Química 3D : Química, estructuras y moléculas 3D.
  • Centro de Estructura Molecular de la Universidad de Indiana (IUMSC)