La Toría RPECV y el Efecto de los Pares de Electrones Solitarios

La predicción de la geometría molecular tiene más pasos si el átomo central tiene ambos pares de enlaces y pares de electrones solitarios. El átomo de nitrógeno en el amoníaco tiene cuatro grupos de electrones dispuestos en forma tetraédrica:tres pares de enlaces y un par solitario. El par solitario de electrones ocupa un espacio mayor que los pares de enlace.

Esto se debe a que un par solitario está ligado a un solo núcleo, mientras que el grupo de un electrón de enlace es compartido por dos núcleos. Los ángulos de enlace HNH son más pequeños que el ángulo tetraédrico esperado de 109, 5 grados como se observa en el metano. Esta compresión del ángulo de enlace se atribuye a la fuerza de repulsión ejercido por un par solitario en los grupos adyacentes del electrón de enlace.

La disposición de los pares de electrones se llama geometría de pares de electrones. La geometría molecular describe la disposición de los átomos y difiere de la geometría de pares de electrones. La geometría del par de electrones para el amoníaco es tetraédrica, mientras que la forma molecular es piramidal trigonal.

Una molécula de agua también tiene cuatro grupos de electrones. alrededor del átomo central. La geometría del par de electrones también es tetraédrica con dos grupos de electrones de enlace y dos parejas solitarias.

Las repulsiones de par solitario-par solitario son mayores que un par de unión de pares solitarios y de repulsiones de parejas de unión de pares de unión. La mayor repulsión ejercida por dos parejas solitarias comprime aún más el ángulo de enlace HOH en las moléculas de agua. Es mucho más pequeña que el ángulo del enlace tetraédrico ideal y la geometría molecular está doblada.

El efecto de los pares solitarios en la geometría molecular es evidente al observar el metano, el amoníaco y el agua, todos con cuatro grupos de electrones. El ángulo de enlace se vuelve más pequeño a medida que el número de pares solitarios aumenta. En la teoría RPECV, las ubicaciones de los átomos terminales son estructuralmente equivalentes en cada una de las geometrías de pares de electrones lineal, trigonales planos y tetraédricos.

Un par solitario puede reemplazar a cualquiera de estos átomos. Sin embargo, para las geometrías de los pares de electrones bipiramidales trigonales, hay dos posiciones distintas, la posición axial y la posición ecuatorial, que podrían ser reemplazadas por un par solitario. La posición axial está rodeada por ángulos de enlace de 90, mientras que la posición ecuatorial tiene más espacio disponible gracias a los ángulos de enlace de 120.

Un par solitario prefiere una posición ecuatorial. Considere tres ejemplos con una geometría de pares de electrones bipiramidales trigonales. El tetrafluoruro de azufre tiene un solo par de electrones y la geometría molecular es oscilante.

El trifluoruro de bromo tiene dos pares solitarios en las posiciones ecuatoriales y, por lo tanto, su geometría molecular tiene forma de T.El difluoruro de xenón tiene tres pares solos, todos colocados en forma ecuatorial, y la molécula es lineal. Cuando un átomo central tiene seis grupos de electrones, la geometría del par de electrones es octaédrica como se ve en el pentafluoruro de bromo. Un par solitario puede ocupar cualquier posición, ya que todas son equivalentes.

La geometría molecular es piramidal cuadrada. Cuando la geometría del par de electrones es octaédrica y un átomo central tiene dos pares solitarios, por ejemplo, en el tetrafluoruro de xenón, los pares solitarios ocupan lados opuestos del octaedro. La geometría molecular es cuadrada plana.

con repulsiones mínimas de par solitario-par solitario.