Ver el código de «TRePEV»

La '''teoría de repulsión de pares de electrones de (la capa de) valencia''' ('''TRePEV''' o '''TRPECV'''), '''teoría VSEPR''',<ref>Es frecuente el empleo del acrónimo inglés '''VSEPR''' = Valence Shell Electron Pair Repulsion, debido a su gran difusión en organismos internacionales como la [[IUPAC]]. Véase, por ejemplo, [http://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/vserp VSEPR en textoscientificos.com].</ref><ref>'''RPECV''' es acrónimo francés = Répulsion des Paires Électroniques de la Couche de Valence</ref> o '''teoría de Gillespie''' es un [[Modelo científico|modelo]] usado en [[química]] para predecir la forma de las [[molécula|moléculas]] o [[Ion poliatómico|iones poliatómicos]]. Está basado en el grado de [[Ley de Coulomb|repulsión electrostática]] de los [[Par de electrones|pares de electrones]] de [[Valencia (química)|valencia]] alrededor del [[átomo]].<ref name="Modern Inorganic_1">''Modern Inorganic Chemistry'' W.L. Jolly ISBN 0-07-032760-2</ref> También es llamada teoría [[Ronald Gillespie|Gillespie]]-[[Ronald Sydney Nyholm|Nyholm]] por sus dos principales desarrolladores.<ref>{{cita libro|apellidos = H. Stephen Stoker|título = General, Organic, and Biological Chemistry|editorial = Cengage Learning|año = 2009|isbn = 0547152817, 9780547152813|página=119}}</ref>
 
La premisa de TRePEV es que los pares de [[Electrón de valencia|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 TRePEV es generalmente comparada y contrastada con la [[teoría del enlace de valencia]], que se ocupa de la forma molecular a través de [[Orbital atómico|orbitales]] que son energéticamente accesibles para formar [[Enlace químico|enlaces]]. La teoría del enlace de valencia se ocupa de la formación de [[Enlace químico|enlaces]] [[Enlace σ|sigma]] y [[Enlace π|pi]]. La [[teoría de los orbitales moleculares]] es otro modelo para la comprensión de cómo los átomos y los [[Electrón|electrones]] se ensamblan en moléculas e iones poliatómicos mediante la formación de [[orbitales moleculares]].

La TRePEV 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 [[Enlace covalente|covalentes]], a pesar de que es estructuralmente precisa. Sin embargo también se han desarrollado [[Campo de fuerzas (química)|campos de fuerza]] en [[Dinámica molecular|mecánica molecular]] basados en la TRePEV.<ref>VGS Box. Journal of Molecular Modeling, 1997, 3, 124-141.</ref>

== Historia ==
La idea de establecer una correlación molecular entre la geometría de una molécula y el número de electrones de valencia se presentó por primera vez en 1940 por Nevil Sidgwick y Herbert Powell en la [[Universidad de Oxford]].<ref>http://www.jstor.org/pss/97507 N.V.Sidgwick and H.M.Powell, Proc.Roy.Soc.A 176, 153-180 (1940) Bakerian Lecture. Stereochemical Types and Valency Groups</ref> En 1957 [[Ronald Gillespie]] y [[Ronald Sydney Nyholm]] del [[University College London]] refinaron el concepto construyendo una [[Teoría científica|teoría]] detallada que permitía elegir, entre varias alternativas geométricas, la más adecuada para una molécula determinada.<ref>R.J.Gillespie and R.S.Nyholm, Quart.Rev. 11, 339 (1957)</ref><ref> R.J.Gillespie, J.Chem.Educ. 47, 18(1970)</ref>

== Descripción ==
La TRePEV (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 AB<sub>n</sub>, donde A es el [[átomo]] central y B los átomos periféricos o [[ligando]]s, está condicionada principalmente por la [[repulsión]] de tipo [[cuolombiano|culombiana]] entre los pares de [[electrón|electrones]] de la [[capa de valencia]] alrededor del átomo central.<ref name="Modern Inorganic_1">''Modern Inorganic Chemistry'' W.L. Jolly ISBN 0-07-032760-2</ref>

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 [[Fuerza electrostática|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:

# La repulsión ''par no enlazante - par no enlazante'' ('''PNE-PNE''').
# La repulsión ''par no enlazante - par enlazante'' ('''PNE-PE''').
# 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 AB<sub>n</sub>E<sub>m</sub>, 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.º

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 este 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 para la predicción de la geometría molecular ==

* Las repulsiones ejercidas por los pares de enlace disminuyen al aumentar la [[electronegatividad]] de los átomos periféricos. Por ejemplo, si se comparan el ''NH<sub>3</sub>'' con el ''NF<sub>3</sub>'', moléculas con el átomo central pertenecientes al mismo grupo, y misma geometría, (piramidal), los ángulos de enlace son, respectivamente, 106.6 y 102.2.º 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 al [[nitrógeno]] con 3.

* La formación de [[Orden de enlace|enlaces múltiples]] (dobles, triples...) no afecta a la [[Geometría molecular|estereometría]] de la molécula, la cual está determinada fundamentalmente por los [[Enlace σ|enlaces <math>\sigma</math>]] 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 ''H<sub>2</sub>S, H<sub>2</sub>Se, H<sub>2</sub>Te, H<sub>2</sub>O''.

* 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 el ''BF<sub>3</sub>''. Los pares de electrones libres que rodean a los átomos de flúor pueden cederse al orbital ''p<sub>z</sub>'' vacío del boro.

* Cuando hay 5 o 7 pares de electrones las posiciones no son completamente equivalentes. Por ejemplo, en una molécula con [[Geometría molecular bipiramidal trigonal|geometría de bipirámide trigonal]] (5 pares), como es el caso del ''PF<sub>5</sub>'', se pueden distinguir posiciones [[eje de simetría|axiales]] y posiciones [[ecuatorial]]es.

== TRePEV frente a otras teorías ==

La TRePEV se compara y se contrasta con la [[teoría del enlace de valencia|teoría del enlace de la capa de valencia]], la cual determina la forma la geometría molecular a través de los [[orbital atómico|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.

El [[Método Axe (química)|método Axe]] es comúnmente usado para encontrar la geometría de las moléculas siguiendo la teoría TRePEV.<ref>[http://books.google.es/books?id=bLgkS8pE1N0C&pg=PT242 Chemistry Quick Study Guide] {{Wayback|url=http://books.google.es/books?id=bLgkS8pE1N0C&pg=PT242 |date=20140810164530 }}. Mobile Reference, 2007. ISBN 160501107X. Pág. 242</ref>

== Ejemplos ==

El [[metano]] (CH<sub>4</sub>) es [[tetraedro|tetraédrico]] porque hay cuatro pares de electrones. Los cuatro átomos de hidrógeno están posicionados en los vértices de un tetraedro, y el ángulo de enlace es de 109.5.º Es una molécula del tipo ''AB<sub>4</sub>''. ''A'' es el átomo central y ''B'' representa a los otros átomos.

El [[amoníaco]] (NH<sub>3</sub>) tiene tres pares de electrones usados en enlaces, pero hay un par suelto de electrones en el átomo de nitrógeno. No está unido a ningún otro átomo, pero aun así influencia a la geometría a través de repulsiones. Como en el metano, hay cuatro regiones de densidad de electrones. Por lo tanto, la orientación general de las regiones de densidad electrónica es tetraédrica. Por otra parte, solo hay tres átomos externos. Es una molécula del tipo AB<sub>3</sub>E porque el par de electrones suelto es representado por una E. La forma general de la molécula es una pirámide trigonal porque el par suelto no es "visible". La geometría de una molécula se obtiene a partir de la relación de los átomos aun a pesar de que puede ser influenciada por los pares de electrones sueltos.

Debido a la mayor repulsión ejercida por el par de electrones no enlazante del N, mientras que el ángulo de enlace HCH predicho es de 109,5.º, el HNH del amoniaco deberá ser menor.

<center>[[Archivo:VSEPR geometries.PNG]]</center>

<center>
{| class="wikitable"
|- 
! Tipo de molécula
! Forma
! Disposición electrónica<sup>†</sup>
! Geometría<sup>‡</sup>
! Ejemplos
|- 
! AB<sub>1</sub>E<sub>n</sub>
| [[Molécula diatómica]]
| [[Archivo:AX1E0-3D-balls.png|100px]]
| [[Archivo:AX1E0-3D-balls.png|100px]]
| [[Fluoruro de hidrógeno|HF]], [[Dioxígeno|O<sub>2</sub>]]
|- 
! AB<sub>2</sub>E<sub>0</sub>
| [[Geometría molecular lineal|Lineal]]
| [[Archivo:AX2E0-3D-balls.png|100px]]
| [[Archivo:Linear-3D-balls.png|100px]]
| [[Cloruro de berilio|BeCl<sub>2</sub>]], [[Cloruro de mercurio (II)|HgCl<sub>2</sub>]], [[Dióxido de carbono|CO<sub>2</sub>]]
|- 
! AB<sub>2</sub>E<sub>1</sub>
| [[Geometría molecular angular|Angular]]
| [[Archivo:AX2E1-3D-balls.png|100px]]
| [[Archivo:Bent-3D-balls.png|100px]]
| [[Ion nitrito|NO<sub>2</sub><sup>−</sup>]], [[Dióxido de azufre|SO<sub>2</sub>]], [[Ozono|O<sub>3</sub>]]
|- 
! AB<sub>2</sub>E<sub>2</sub>
| [[Geometría molecular angular|Angular]]
| [[Archivo:AX2E2-3D-balls.png|100px]]
| [[Archivo:Bent-3D-balls.png|100px]]
| [[Agua|H<sub>2</sub>O]], [[Difluoruro de oxígeno|OF<sub>2</sub>]]
|- 
! AB<sub>2</sub>E<sub>3</sub>
| [[Geometría molecular lineal|Lineal]]
| [[Archivo:AX2E3-3D-balls.png|100px]]
| [[Archivo:Linear-3D-balls.png|100px]]
| [[Difluoruro de xenón|XeF<sub>2</sub>]], [[Triyoduro|I<sub>3</sub><sup>−</sup>]]
|- 
! AB<sub>3</sub>E<sub>0</sub>
| [[Geometría molecular trigonal plana|Triangular plana]]
| [[Archivo:AX3E0-3D-balls.png|100px]]
| [[Archivo:Trigonal-3D-balls.png|100px]]
| [[Trifluoruro de boro|BF<sub>3</sub>]], [[Carbonato|CO<sub>3</sub><sup>2−</sup>]], [[Ion nitrato|NO<sub>3</sub><sup>−</sup>]], [[Trióxido de azufre|SO<sub>3</sub>]]
|- 
! AB<sub>3</sub>E<sub>1</sub>
| [[Geometría molecular piramidal trigonal|Pirámide trigonal]]
| [[Archivo:AX3E1-3D-balls.png|100px]]
| [[Archivo:Pyramidal-3D-balls.png|100px]]
| [[Amoníaco|NH<sub>3</sub>]], [[Tricloruro de fósforo|PCl<sub>3</sub>]]
|- 
! AB<sub>3</sub>E<sub>2</sub>
| [[Geometría molecular en forma de T|Forma de T]]
| [[Archivo:AX3E2-3D-balls.png|100px]]
| [[Archivo:T-shaped-3D-balls.png|100px]]
| [[Trifluoruro de cloro|ClF<sub>3</sub>]], [[Trifluoruro de bromo|BrF<sub>3</sub>]]
|- 
! AB<sub>4</sub>E<sub>0</sub>
| [[Geometría molecular tetraédrica|Tetraédrica]]
| [[Archivo:AX4E0-3D-balls.png|100px]]
| [[Archivo:Tetrahedral-3D-balls.png|100px]]
| [[Metano|CH<sub>4</sub>]], [[Metafosfato|PO<sub>4</sub><sup>3−</sup>]], [[Sulfato|SO<sub>4</sub><sup>2−</sup>]], [[Perclorato|ClO<sub>4</sub><sup>−</sup>]]
|- 
! AB<sub>4</sub>E<sub>1</sub>
| [[Geometría molecular en forma de balancín|Balancín]]
| [[Archivo:AX4E1-3D-balls.png|100px]]
| [[Archivo:Seesaw-3D-balls.png|100px]]
| [[Tetrafluoruro de azufre|SF<sub>4</sub>]]
|- 
! AB<sub>4</sub>E<sub>2</sub>
| [[Geometría molecular cuadrada plana|Cuadrada plana]]
| [[Archivo:AX4E2-3D-balls.png|100px]]
| [[Archivo:Square-planar-3D-balls.png|100px]]
| [[Tetrafluoruro de xenón|XeF<sub>4</sub>]]
|- 
! AB<sub>5</sub>E<sub>0</sub>
| [[Geometría molecular bipiramidal trigonal|Bipirámide trigonal]]
| [[Archivo:Trigonal-bipyramidal-3D-balls.png|100px]]
| [[Archivo:Trigonal-bipyramidal-3D-balls.png|100px]]
| [[Pentacloruro de fósforo|PCl<sub>5</sub>]]
|- 
! AB<sub>5</sub>E<sub>1</sub>
| [[Geometría molecular piramidal cuadrada|Pirámide cuadrada]]
| [[Archivo:AX5E1-3D-balls.png|100px]]
| [[Archivo:Square-pyramidal-3D-balls.png|100px]]
| [[Pentafluoruro de cloro|ClF<sub>5</sub>]], [[Pentafluoruro de bromo|BrF<sub>5</sub>]]
|- 
! AB<sub>5</sub>E<sub>2</sub>
| [[Geometría molecular pentagonal plana|Pentagonal plana]]
| [[Archivo:AX5E2-3D-balls.png|100px]]
| [[Archivo:Pentagonal-planar-3D-balls.png|100px]]
| XeF{{su|−|5}}
|- 
! AB<sub>6</sub>E<sub>0</sub>
| [[Geometría molecular octaédrica|Octaédrica]]
| [[Archivo:AX6E0-3D-balls.png|100px]]
| [[Archivo:Octahedral-3D-balls.png|100px]]
| [[Hexafluoruro de azufre|SF<sub>6</sub>]]
|- 
! AB<sub>6</sub>E<sub>1</sub>
| [[Geometría molecular piramidal pentagonal|Pirámide pentagonal]]
| [[Archivo:AX6E1-3D-balls.png|100px]]
| [[Archivo:Pentagonal-pyramidal-3D-balls.png|100px]]
| XeOF{{su|−|5}}, IOF{{su|2−|5}}<ref>{{Cita publicación| nombre= E. | título= Mean amplitudes of vibration of the pentagonal pyramidal XeOF<sub>5</sub><sup>−</sup> and IOF<sub>5</sub><sup>2−</sup> anions | idioma=inglés | publicación= Journal of Fluorine Chemistry | volumen = 101| apellidos= Baran | páginas= 61–63 | año = 2000 | doi = 10.1016/S0022-1139(99)00194-3}}</ref>
|-
! AB<sub>7</sub>E<sub>0</sub>
| [[Geometría molecular bipiramidal pentagonal|Bipirámide pentagonal]]
| [[Archivo:AX7E0-3D-balls.png|100px]]
| [[Archivo:Pentagonal-bipyramidal-3D-balls.png|100px]]
| [[Heptafluoruro de yodo|IF<sub>7</sub>]]
|}
</center>

<center><small>''† Disposición electrónica incluyendo los pares no enlazantes (mostrados en amarillo)''</small></center>

<center><small>''‡ Geometría observada (excluyendo los pares no enlazantes)''</small></center>

== Excepciones ==

Hay grupos de compuestos donde fallan las predicciones de la TRePEV. 

=== Compuestos de metales de transición ===
No se pueden describir correctamente muchas estructuras de compuestos de [[Metal de transición|metales de transición]], lo que se puede atribuir a la interacción de los electrones ''d'' de la [[Nube de electrones|corteza electrónica]] interna con los [[Ligando|ligandos]], que se encuentran más allá de la esfera de coordinación de los pares solitarios.

== Referencias ==
{{listaref}}

== Bibliografía ==
* {{cita libro
| autor = Gillespie, Ronald J., Baird, N. Colin, Humpreys, David A., y Robinson, Edward A.
| título = Química
| año = 1990
| editorial = Editorial Reverté
| id = ISBN 84-291-7183-5
}} Traducción de Beltrán, Aurelio.

== Enlaces externos ==
* http://www.acienciasgalilei.com/alum/qui/EQtema07.pdf
* {{Enlace roto|1=http://treefrog.fullerton.edu/chem/at.html#model |2=http://treefrog.fullerton.edu/chem/at.html |bot=InternetArchiveBot }}
* [http://www.quimitube.com/videos/modelo-de-repulsion-de-los-pares-electronicos-de-la-capa-de-valencia-rpecv Explicación en vídeo de la TREPEV ]

{{Control de autoridades}}
[[Categoría:Geometría molecular]]
[[Categoría:Teorías químicas]]