Diferencia entre VSEPR y la teoría de Valence Bond

Diferencia principal - VSEPR vs Teoría de Valence Bond

VSEPR y la teoría del enlace de valencia son dos teorías en química que se utilizan para explicar las propiedades de los compuestos covalentes. La teoría VSEPR explica la disposición espacial de los átomos en una molécula. Esta teoría utiliza las repulsiones entre los pares de electrones solitarios y los pares de electrones de enlace para predecir la forma de una determinada molécula. La teoría del enlace de valencia explica el enlace químico entre los átomos. Esta teoría explica la superposición de los orbitales para formar un enlace sigma o un enlace pi. La principal diferencia entre VSEPR y la teoría del enlace de valencia es que VSEPR describe la geometría de una molécula, mientras que la teoría de la curva de valencia describe el enlace químico en las moléculas.

Áreas clave cubiertas

1. ¿Qué es la teoría VSEPR?
      - Definición, Explicación, Aplicación con Ejemplos
2. ¿Qué es la teoría de Valence Bond?
      - Definición, Explicación, Aplicación con Ejemplos
3. ¿Cuál es la diferencia entre VSEPR y la teoría de Valence Bond?
      - Comparación de diferencias clave

Términos clave: Enlace covalente, Geometría, Hibridación, Enlace Pi, Sigma Bond, Teoría del enlace de valencia, Teoría VSEPR

¿Qué es la teoría VSEPR?

VSEPR o Valence Shell Teoria de par de electrones de repulsión Es la teoría que predice la geometría de una molécula. Usando la teoría VSEPR, podemos proponer arreglos espaciales para moléculas que tienen enlaces covalentes o enlaces de coordinación. Esta teoría se basa en las repulsiones entre pares de electrones en la capa de valencia de los átomos. Los pares de electrones se encuentran en dos tipos como pares de enlaces y pares solitarios. Hay tres tipos de repulsión presentes entre estos pares de electrones..

• Par de bonos - repulsión de pares de bonos
• Par de bonos - repulsión de par solitario
• Pareja Solitaria - repulsión pareja solitaria

Estas repulsiones ocurren porque todos estos pares son pares de electrones; Como todos están cargados negativamente, se repelen entre sí. Es importante tener en cuenta que estas repulsiones no son iguales. La repulsión creada por un par solitario es más alta que la de un par de bonos. En otras palabras, los pares solitarios necesitan más espacio que los pares de enlaces..

• Repulsión por par solitario> Repulsión por par de bonos

La teoría VSEPR se puede usar para predecir tanto la geometría electrónica como la geometría molecular. La geometría electrónica es la forma de la molécula, incluidos los pares solitarios presentes. La geometría molecular es la forma de la molécula considerando solo los pares de electrones de enlace..

Las siguientes formas son las formas básicas de las moléculas que se pueden obtener usando la teoría VSEPR. 

Figura 1: Tabla de Geometría Molecular

La geometría de una molécula está determinada por el número de pares de enlaces y pares solitarios alrededor de un átomo central. El átomo central es a menudo el átomo menos electronegativo entre otros átomos presentes en la molécula. Sin embargo, el método más preciso para determinar el átomo central es calcular la electronegatividad relativa de cada átomo. Consideremos dos ejemplos..

• BeCl₂ (Cloruro De Berilio)

  El átomo central es Be.
  Tiene 2 electrones de valencia..
  El átomo de Cl puede compartir un electrón por átomo..
  Por lo tanto, el número total de electrones alrededor del átomo central = 2 (de Be) + 1 × 2 (de los átomos de cl) = 4
  Por lo tanto, el número de pares de electrones alrededor del átomo de Be = 4/2 = 2
  Número de enlaces simples presentes = 2
  Número de pares solitarios presentes = 2 - 2 = 0
  Por lo tanto, la geometría de la molécula de BeCl2 es lineal..

Figura 2: Estructura lineal de BeCl₂ Molécula

• H₂O Molécula

El átomo central es O.
Número de electrones de valencia alrededor de O es 6.
El número de electrones compartidos por H por un átomo es 1.
Por lo tanto, el número total de electrones alrededor de O = 6 (O) + 1 x 2 (H) = 8
Número de pares de electrones alrededor de O = 8/2 = 4
Número de pares solitarios presentes alrededor de O = 2
Número de enlaces simples presentes alrededor de O = 2
Por lo tanto, la geometría de H2O es angular..

Figura 3: Geometría de H₂O Molécula

Al observar los dos ejemplos anteriores, ambas moléculas están compuestas por 3 átomos. Ambas moléculas tienen 2 enlaces covalentes únicos. Pero las geometrías son diferentes entre sí. La razón es que H₂O tiene 2 pares solitarios pero BeCl₂ No tiene pares solitarios. Los pares solitarios en el átomo de O repelen los pares de electrones de enlace. Esta repulsión hace que los dos enlaces se acerquen. Pero debido a la repulsión entre dos pares de enlaces, no pueden acercarse mucho. Eso significa que hay una repulsión neta entre pares de electrones alrededor del átomo O. Esto da como resultado una molécula de forma angular en lugar de una lineal. En BeCl₂ Molécula, no se producen repulsiones debido a pares solitarios ya que no hay pares solitarios. Por lo tanto, solo se producen las repulsiones de los pares de enlaces y los enlaces están en las posiciones más alejadas donde se produce una repulsión mínima.

¿Qué es la teoría de Valence Bond?

La teoría del enlace de valencia es una teoría que explica el enlace químico en un compuesto covalente. Los compuestos covalentes están compuestos de átomos que están unidos entre sí a través de enlaces covalentes. Un enlace covalente es un tipo de enlace químico formado debido a la compartición de electrones entre dos átomos. Estos átomos comparten electrones para llenar sus orbitales y estabilizarse. Si hay electrones no apareados en un átomo, es menos estable que un átomo que tenga electrones pareados. Por lo tanto, los átomos forman enlaces covalentes para emparejar todos los electrones.

Los átomos tienen electrones en sus conchas. Estas carcasas se componen de subcasas como s, p, d, etc. Excepto para la subcasa s, otras subcasas se componen de orbitales. El número de orbitales en cada sub-shell se muestra a continuación.

Sub-shell	Número de orbitales	Nombres de orbitales
s	0	-
pag	3	pagX, pagy, pagz
re	5	rexz, rexy, reyz, rex2y2, rez2

Cada orbital puede contener un máximo de dos electrones que tienen giros opuestos. La teoría del enlace de valencia indica que el intercambio de electrones se produce a través de la superposición de orbitales. Dado que los electrones son atraídos hacia el núcleo, los electrones no pueden abandonar completamente el átomo. Por lo tanto, estos electrones son compartidos entre los dos átomos..

Hay dos tipos de enlaces covalentes conocidos como enlaces sigma y enlaces pi. Estos enlaces se forman debido a la superposición o la hibridación de los orbitales. Después de esta hibridación, se forma un nuevo orbital entre dos átomos. El nuevo orbital se nombra según el tipo de hibridación. Un enlace sigma siempre se forma debido a la superposición de dos orbitales s. Se forma un enlace pi cuando se superponen dos orbitales p.

Pero cuando s orbital se superpone a p orbital, es diferente de s-s orbital superposición y p-p orbital superposición. Para explicar este tipo de enlace, el científico Linus Pauling encontró la hibridación de los orbitales. La hibridación provoca la formación de orbitales híbridos. Hay tres tipos principales de orbitales híbridos como sigue.

sp³ Orbitales híbridos

Este orbital se forma cuando se hibridan un orbital s y orbitales 3 p. (Los orbitales S son de forma esférica y los orbitales p tienen una forma de mancuerna. El sp³ orbital obtiene una nueva forma.) Por lo tanto, el átomo ahora tiene 4 orbitales híbridos.

sp² Orbitales híbridos

Este orbital se forma cuando se hibridan un orbital s y dos orbitales p. La forma es diferente de la de orbital s y p orbitales. El átomo ahora tiene 3 orbitales híbridos y un orbital p no hibridado.

Orbitales híbridos sp

Este orbital se forma cuando se hibridan un orbital s y un orbital p. La forma es diferente de la de orbital s y p orbitales. Ahora el átomo tiene 2 orbitales híbridos y 2 orbitales p no hibridados.

Figura 04: Formas de orbitales híbridos

Diferencia entre VSEPR y la teoría de Valence Bond

Definición

VSEPR: La teoría VSEPR es la teoría que predice la geometría de una molécula..

Teoría del enlace de valencia: La teoría del enlace de valencia es una teoría que explica el enlace químico en un compuesto covalente..

Base

VSEPR: La teoría VSEPR se basa en las repulsiones entre pares de electrones solitarios y pares de electrones de enlace..

Teoría del enlace de valencia: La teoría del enlace de valencia se basa en la superposición de orbitales para formar un enlace químico.

Orbitales

VSEPR: La teoría VSEPR no da detalles sobre los orbitales presentes en los átomos de una molécula.

Teoría del enlace de valencia: La teoría del enlace de valencia da detalles sobre los orbitales presentes en los átomos de una molécula.

Geometría

VSEPR: La teoría VSEPR da la geometría de las moléculas..

Teoría del enlace de valencia: La teoría del enlace de valencia no da la geometría de las moléculas..

Enlace químico

VSEPR: La teoría VSEPR no indica los tipos de enlaces presentes entre los átomos..

Teoría del enlace de valencia: La teoría del enlace de valencia indica los tipos de enlaces presentes entre los átomos..

Conclusión

Tanto la teoría VSEPR como la teoría del enlace de valencia son teorías básicas que se han desarrollado para comprender las formas y el enlace de las especies químicas. Estas teorías se aplican a compuestos que tienen enlaces covalentes. La diferencia entre VSEPR y la teoría del enlace de valencia es que la teoría del VSEPR explica la forma de una molécula, mientras que la teoría del enlace de valencia explica la creación de enlaces químicos entre los átomos de una molécula.

Referencias:

1. Jessie A. Key y David W. Ball. “Química introductoria: 1ª edición canadiense”. Teoría de Valence Bond y orbitales híbridos | Química Introductoria- 1ª Edición Canadiense. N.p., n.d. Web. Disponible aquí. 28 de julio de 2017. 
2. "Explicación de la teoría de Valence Bond - Libro de texto abierto sin límites". Sin límites. 19 de agosto de 2016. Web. Disponible aquí. 28 de julio de 2017. 

Imagen de cortesía:

1. “Geometrías VSEPR” por la Dra. Regina Frey, Universidad de Washington en St. Louis - Trabajo propio (Dominio público) a través de Commons Wikimedia
2. "H2O Lewis Structure PNG" Por Daviewales - Trabajo propio (CC BY-SA 4.0) a través de Commons Wikimedia
3. “Orbitale orbitali ibridi” (dominio público) a través de Commons Wikimedia