Teoría de TRePEV
La Teoría de repulsión de pares de electrones de valencia (TRePEV, teoría RPECV o teoría VSEPR) o Teoría de Gillespie es un modelo usado en química para predecir la forma de las moléculas o iones poliatómicos y está basado en el grado de repulsión electrostática de los pares de electrones de valencia alrededor del átomo. También es llamada teoría Gillespie-Nyholm por sus dos principales desarrolladores.
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 de valencia alrededor de un átomo, tanto enlazantes como no enlazantes, se denomina número estérico.
La teoría RPECV ha sido criticada por no ser cuantitativa, y por lo tanto limitarse a la obtención cualitativa de las geometrías moleculares de las moléculas e iones poliatómicos covalentes, a pesar de que estructuralmente precisa. Sin embargo también se han desarrollado campos de fuerza en mecánica molecular basados en la TRePEV.
La TRPECV (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.
La geometría predicha 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 m 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 de la geometría molecular
· 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 106.6º y 102.2º. Téngase en cuenta que el flúor presenta una electronegatividad de 3,98, en la escala de Pauling y el hidrógeno de sólo 2,20, frente alnitrógeno con 3.
· La formación de enlaces múltiples (dobles, triples...) no afecta a la estereometría de la molécula, la cual está determinada fundamentalmente por los enlaces 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 en 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 elBF3. Los pares de electrones libres que rodean a los átomos de flúor pueden cederse al orbital pz vacío del boro.
· Cuando hay 5 o 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
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 de los orbitales moleculares se concentra más en la formación de enlaces sigma y pi. La teoría de los orbitales moleculares es un modelo más sofisticado para entender cómo átomos y electrones se ensamblan en moléculas e iones poliatómicos.
fuentes:
https://es.wikipedia.org/wiki/TREPEV
fuentes:
https://es.wikipedia.org/wiki/TREPEV
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