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Desde su introducción en la década de 1950, el modelo de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (VSEPR) ha sido la piedra angular para predecir formas moleculares. El principio es simple:los pares de electrones, tanto enlazados como solitarios, se repelen entre sí y se organizan alrededor de un átomo central para maximizar su separación, minimizando así la energía repulsiva.
Comience con una estructura de puntos de Lewis para identificar los electrones de valencia de cada átomo. Cuente los grupos de electrones que rodean el átomo central:cada par enlazante (electrones compartidos) y cada par solitario (electrones no enlazantes). Estos grupos ocupan posiciones en la capa exterior para que estén lo más separados posible. La disposición espacial de todos estos grupos determina la geometría general; las posiciones de los átomos unidos siguen la misma disposición, dando a la molécula su forma observable.
Dióxido de carbono (CO₂) – Dos pares enlazantes, no pares solitarios. Los grupos de electrones adoptan una disposición lineal, por lo que la molécula es lineal.
Agua (H₂O) – Cuatro grupos de electrones:dos pares enlazantes y dos pares libres. Los pares solitarios ejercen una fuerza repulsiva mayor, comprimiendo el ángulo H-O-H y produciendo una molécula doblada (en forma de V).
Amoníaco (NH₃) – Cuatro grupos de electrones:tres pares enlazantes y un par libre. El par solitario separa ligeramente los átomos de hidrógeno, produciendo una forma piramidal trigonal.
Estos ejemplos clásicos ilustran cómo el recuento y el tipo de pares de electrones dictan la geometría molecular a través de VSEPR.
