La geometría molecular describe la disposición tridimensional de los átomos que forman una molécula. Esta disposición no es arbitraria: depende de la distribución de la densidad electrónica alrededor de los átomos y, en particular, del modo en que se organizan los electrones de valencia.
La teoría VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion, o teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia) es un modelo utilizado para predecir la geometría tridimensional de muchas moléculas e iones poliatómicos. Su principio fundamental establece que las regiones de alta densidad electrónica alrededor de un átomo central tienden a disponerse de manera que las repulsiones entre ellas sean mínimas.
Por ello, la teoría VSEPR permite predecir tanto la geometría electrónica, que considera todas las regiones de densidad electrónica, como la geometría molecular, que considera únicamente la posición de los átomos enlazados.
Fundamentos de la teoría VSEPR
La teoría VSEPR fue desarrollada principalmente por Ronald J. Gillespie y Ronald S. Nyholm durante la década de 1950. Se basa en la idea de que las regiones de densidad electrónica de la capa de valencia de un átomo central se repelen entre sí y adoptan una disposición que minimiza esas repulsiones.
Sus principios fundamentales son:
- Las regiones de densidad electrónica se repelen entre sí.
Alrededor de un átomo central pueden existir regiones asociadas a enlaces covalentes y pares solitarios. Estas regiones se distribuyen espacialmente para reducir al máximo las repulsiones. - La geometría depende del número de regiones de densidad electrónica.
Para aplicar VSEPR, primero se determina la estructura de Lewis y después se cuentan las regiones de densidad electrónica alrededor del átomo central. Un enlace simple, doble o triple cuenta como una sola región. - Los pares solitarios ejercen una repulsión mayor que los pares enlazantes.
El orden aproximado de las repulsiones es:Como consecuencia, los pares solitarios ocupan una región espacial relativamente mayor y pueden comprimir los ángulos entre los enlaces. - Los enlaces múltiples también constituyen una región de densidad electrónica.
Aunque un enlace doble o triple contiene más electrones que un enlace simple, para determinar la geometría electrónica mediante VSEPR cada uno cuenta como una sola región. Sin embargo, los enlaces múltiples pueden ejercer una repulsión algo mayor que los enlaces simples y producir pequeñas desviaciones en los ángulos ideales.
Conceptos clave para determinar la geometría molecular
Para aplicar correctamente la teoría VSEPR, se siguen generalmente estos pasos:
- Construir la estructura de Lewis de la molécula o del ion poliatómico.
- Identificar el átomo central y determinar las regiones de densidad electrónica que lo rodean.
- Contar las regiones de densidad electrónica.
Cada enlace simple, doble o triple cuenta como una región, al igual que cada par solitario situado en el átomo central. - Determinar la geometría electrónica, considerando todas las regiones de densidad electrónica.
- Determinar la geometría molecular, considerando únicamente la posición de los átomos enlazados. Los pares solitarios no forman parte de la geometría molecular, pero sí influyen en ella al modificar los ángulos de enlace.
Por ejemplo, en el amoníaco, $NH_3$, el nitrógeno posee cuatro regiones de densidad electrónica: tres correspondientes a enlaces $N-H$ y una correspondiente a un par solitario. Por ello, la geometría electrónica es tetraédrica, mientras que la geometría molecular es trigonal piramidal.
Tipos de geometría según la teoría VSEPR
Las cinco geometrías electrónicas fundamentales consideradas en el modelo VSEPR son: lineal, trigonal plana, tetraédrica, trigonal bipiramidal y octaédrica. A partir de ellas pueden obtenerse diferentes geometrías moleculares dependiendo del número de pares solitarios presentes en el átomo central.
1. Geometría lineal
- Número de regiones electrónicas: 2
- Ángulo ideal: $180^\circ$
- Ejemplo: dióxido de carbono, $CO_2$
- Geometría molecular: lineal.
En $CO_2$, el carbono central forma dos enlaces dobles con los átomos de oxígeno. Cada enlace doble cuenta como una región de densidad electrónica y el carbono no posee pares solitarios. Las dos regiones se disponen en direcciones opuestas, formando un ángulo de $180^\circ$.
La geometría electrónica y la geometría molecular son, en este caso, ambas lineales.
2. Geometría trigonal plana
- Número de regiones electrónicas: 3
- Ángulo ideal: $120^\circ$
- Ejemplo: trifluoruro de boro, $BF_3$
- Geometría molecular: trigonal plana.
En $BF_3$, el boro central forma tres enlaces con los átomos de flúor y no posee pares solitarios. Las tres regiones de densidad electrónica se disponen en un mismo plano, separadas aproximadamente $120^\circ$.
Por tanto, tanto la geometría electrónica como la molecular son trigonales planas.
3. Geometría tetraédrica
- Número de regiones electrónicas: 4
- Ángulo ideal: $109.5^\circ$
- Ejemplo: metano, $CH_4$
- Geometría molecular: tetraédrica.
En $CH_4$, el carbono central forma cuatro enlaces simples con cuatro átomos de hidrógeno y no posee pares solitarios. Las cuatro regiones de densidad electrónica se orientan hacia los vértices de un tetraedro.
El ángulo ideal entre los enlaces es aproximadamente:
Como no existen pares solitarios en el carbono, la geometría electrónica y la geometría molecular coinciden.
4. Geometría trigonal piramidal
- Número de regiones electrónicas: 4
- Distribución: 3 pares enlazantes + 1 par solitario
- Ejemplo: amoníaco, $NH_3$
- Geometría electrónica: tetraédrica
- Geometría molecular: trigonal piramidal.
En $NH_3$, el nitrógeno posee tres enlaces $N-H$ y un par solitario. Por tanto, existen cuatro regiones de densidad electrónica alrededor del nitrógeno y la geometría electrónica es tetraédrica.
Sin embargo, el par solitario no forma parte de la geometría molecular. Los tres átomos de hidrógeno forman una estructura trigonal piramidal.
El ángulo ideal tetraédrico de $109.5^\circ$ se reduce debido a la mayor repulsión ejercida por el par solitario. El ángulo $H-N-H$ es aproximadamente $107^\circ$; el valor experimental para el amoníaco gaseoso es cercano a $106.8^\circ$.
5. Geometría angular o en V
- Número de regiones electrónicas: 4
- Distribución: 2 pares enlazantes + 2 pares solitarios
- Ejemplo: agua, $H_2O$
- Geometría electrónica: tetraédrica
- Geometría molecular: angular o en V.
En $H_2O$, el oxígeno central posee dos enlaces $O-H$ y dos pares solitarios. Las cuatro regiones de densidad electrónica presentan una disposición electrónica tetraédrica.
Los dos pares solitarios ejercen una fuerte repulsión sobre los pares enlazantes, reduciendo el ángulo $H-O-H$ respecto al valor tetraédrico ideal de $109.5^\circ$.
El ángulo de enlace del agua es aproximadamente:
Por ello, la geometría molecular de $H_2O$ es angular o en V.
6. Geometría trigonal bipiramidal
- Número de regiones electrónicas: 5
- Ángulos característicos: $90^\circ$ y $120^\circ$
- Ejemplo: pentacloruro de fósforo, $PCl_5$
- Geometría molecular: trigonal bipiramidal.
Cuando existen cinco regiones de densidad electrónica, estas se organizan en una geometría trigonal bipiramidal. Tres posiciones se encuentran en un plano ecuatorial, separadas $120^\circ$, mientras que dos posiciones axiales se sitúan por encima y por debajo de ese plano.
En $PCl_5$, el fósforo central forma cinco enlaces con átomos de cloro y no posee pares solitarios. Por ello, la geometría electrónica y molecular son ambas trigonales bipiramidales.
En moléculas con esta geometría y con pares solitarios, estos prefieren ocupar posiciones ecuatoriales, ya que allí experimentan menos interacciones de $90^\circ$.
7. Geometría octaédrica
- Número de regiones electrónicas: 6
- Ángulo característico: $90^\circ$
- Ejemplo: hexafluoruro de azufre, $SF_6$
- Geometría molecular: octaédrica.
En $SF_6$, el azufre central está unido a seis átomos de flúor mediante seis enlaces. Las seis regiones de densidad electrónica se distribuyen hacia los vértices de un octaedro.
Los ángulos entre posiciones adyacentes son de $90^\circ$, mientras que las posiciones situadas frente a frente forman ángulos de $180^\circ$.
Por no existir pares solitarios en el átomo central, la geometría electrónica y la geometría molecular coinciden y son octaédricas.
Efecto de los pares solitarios en la geometría molecular
Los pares solitarios desempeñan un papel fundamental en la geometría molecular porque ocupan regiones de densidad electrónica y ejercen una repulsión mayor que los pares enlazantes.
El orden aproximado de repulsión es:
donde LP representa un par solitario (lone pair) y BP un par enlazante (bonding pair).
Por esta razón:
- $CH_4$ presenta un ángulo cercano a $109.5^\circ$.
- $NH_3$ presenta ángulos cercanos a $107^\circ$.
- $H_2O$ presenta un ángulo cercano a $104.5^\circ$.
A medida que aumenta el número de pares solitarios, aumenta su influencia sobre la disposición de los enlaces y, en muchos casos, disminuyen los ángulos entre ellos.
Geometría electrónica y geometría molecular
Una distinción fundamental en VSEPR es que geometría electrónica y geometría molecular no son necesariamente lo mismo.
La geometría electrónica considera todas las regiones de densidad electrónica alrededor del átomo central: enlaces y pares solitarios.
La geometría molecular, en cambio, considera únicamente la posición de los átomos enlazados.
Por ejemplo:
| Molécula | Regiones electrónicas | Pares solitarios en el átomo central | Geometría electrónica | Geometría molecular |
|---|---|---|---|---|
| $CO_2$ | 2 | 0 | Lineal | Lineal |
| $BF_3$ | 3 | 0 | Trigonal plana | Trigonal plana |
| $CH_4$ | 4 | 0 | Tetraédrica | Tetraédrica |
| $NH_3$ | 4 | 1 | Tetraédrica | Trigonal piramidal |
| $H_2O$ | 4 | 2 | Tetraédrica | Angular |
| $PCl_5$ | 5 | 0 | Trigonal bipiramidal | Trigonal bipiramidal |
| $SF_6$ | 6 | 0 | Octaédrica | Octaédrica |
Esta diferencia es esencial para interpretar correctamente las estructuras moleculares.
Limitaciones de la teoría VSEPR
La teoría VSEPR es un modelo muy útil para predecir la geometría aproximada de numerosas moléculas e iones, pero no constituye una descripción completa de la estructura electrónica.
Entre sus principales limitaciones se encuentran:
- No proporciona una descripción detallada de la distribución electrónica.
VSEPR utiliza las repulsiones entre regiones de densidad electrónica como criterio para predecir la geometría, pero no describe mediante un tratamiento cuántico completo la distribución de los electrones. - No permite determinar por sí sola longitudes y energías de enlace.
Para estudiar estas propiedades se requieren modelos y métodos adicionales. - Los ángulos predichos son aproximados.
Las interacciones entre pares solitarios, enlaces múltiples, átomos terminales y otros factores pueden producir desviaciones respecto a los ángulos ideales. - Los enlaces múltiples requieren una consideración más cuidadosa.
VSEPR sí puede utilizarse en moléculas que contienen enlaces dobles y triples, ya que cada enlace múltiple cuenta como una región de densidad electrónica. Sin embargo, estas regiones pueden ejercer una repulsión diferente de la de un enlace simple y producir pequeñas distorsiones en los ángulos. - No describe adecuadamente todos los sistemas químicos.
Las moléculas con estructuras electrónicas especialmente complejas, especies con electrones desapareados, muchos compuestos de metales de transición y sistemas con fuerte deslocalización electrónica pueden requerir modelos más avanzados.
Por tanto, VSEPR debe entenderse como un modelo predictivo y cualitativo especialmente útil para la química general, no como una descripción completa de la estructura electrónica de todas las moléculas.
Conclusión
La teoría VSEPR proporciona una forma sencilla y eficaz de comprender por qué las moléculas adoptan determinadas formas tridimensionales. Su principio fundamental es que las regiones de densidad electrónica alrededor de un átomo central se organizan de manera que las repulsiones entre ellas sean mínimas.
El número de regiones de densidad electrónica determina la geometría electrónica, mientras que el número de pares solitarios permite establecer la geometría molecular y explicar las desviaciones de los ángulos ideales.
Así, moléculas como $CO_2$, $BF_3$, $CH_4$, $NH_3$ y $H_2O$ presentan geometrías diferentes debido a sus distintas distribuciones electrónicas. Esta geometría tridimensional es fundamental para comprender propiedades posteriores como la polaridad molecular, las interacciones intermoleculares, la reactividad y algunas propiedades físicas.
VSEPR constituye, por tanto, uno de los modelos fundamentales para pasar de las estructuras de Lewis bidimensionales a una comprensión tridimensional de las moléculas.