Modelo de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia


Este modelo ha sido desarrollado por Gillespie y Nyhalm y explica de una forma sencilla e intuitiva la disposición de los átomos en el espacio.

Para explicar este modelo se tienen en cuenta las siguientes reglas:

• El número de electrones que se consideran es la suma de los de la capa de valencia del átomo central y de los electrones desapareados de los átomos que se unen a él. Estos electrones se sitúan en forma de pares alrededor del átomo central, pero teniendo en cuenta que en la dirección en que se vaya a enlazar un átomo que aporte un electrón, se sitúa un par de electrones; y en la dirección en que se vaya a enlazar un átomo que aporte dos electrones, se sitúan dos pares de electrones (doble enlace).

• La disposición de los pares de electrones es la de máxima distancia entre ellos, para que exista un equilibrio electrostático y, por ello, un menor contenido energético.

• Las repulsiones entre los pares de electrones no compartidos son mayores que las de los pares de electrones compartidos, debido a que los primeros se encuentran más comprimidos.

• Los enlaces múltiples (dobles o triples) presentan una repulsión mayor que la de un enlace sencillo, es similar a la de un par de electrones no compartido.

Las repulsiones entre los pares de electrones en una capa de valencia decrece en el orden:

par no compartido - par no compartido > par no compartido - par de enlace > par de enlace - par de enlace.

Las distintas geometrías que corresponden a enlaces sencillos las podemos agrupar en la siguiente tabla:


Ejemplo:

Amoníaco, NH3
N: 1s22s2 p1p1p1
H: 1s1
n.° total de electrones = 5(N) + 1 (H) + 1 (H) + 1 (H) = 8
n.° total de pares (direcciones) = 4
pares compartidos = 3
pares no compartidos = 1


La estructura es piramidal, AB3E.


Debido a que la repulsión producida por un par de electrones sin compartir es mayor que la de los pares compartidos, el ángulo HNH se cierra un poco y es algo menor que el de un tetraedro regular.

Agua, H20
O: 1s22s2p2p1p1
H: 1s1
n.° total de electrones = 8
n.° total de pares = 4
pares compartidos = 2
pares no compartidos = 2


La geometría es AB2E2, angular e igual que en el caso del amoníaco, el ángulo de enlace también se cierra, debido a los pares de electrones sin compartir.


Dióxido de carbono, C02
C: 1s22s2p1p1
O: 1s22s2p2p1p1
n.° total de electrones = 8
n.° total de pares = 4
n.° de direcciones = 2, ya que cada átomo de oxígeno aporta dos electrones al enlace, y habrá dos pares en cada dirección.


Además hay dos pares de electrones no compartidos sobre cada átomo de oxígeno.

La geometría es lineal.


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