VSEPR theory

A teoria VSEPR — abreviação de repulsão dos pares de elétrons da camada de valência — é um modelo químico que prevê a forma de uma molécula com base em quantos pares de elétrons cercam seu átomo central. Também é conhecida como teoria de Gillespie-Nyholm, em homenagem a Ronald Gillespie e Ronald Nyholm, que a refinaram, e como teoria de Sidgwick-Powell, devido ao trabalho anterior de Nevil Sidgwick e Herbert Marcus Powell. A ideia central é que os pares de elétrons de valência ao redor de um átomo se repelem mutuamente.

Quanto mais forte a repulsão, maior a energia da molécula e menos estável ela é. Portanto, a forma que a VSEPR prevê é aquela que mantém esses pares o mais afastados possível. Gillespie enfatizou que a repulsão elétron-elétron do princípio de exclusão de Pauli é mais importante para a forma do que a repulsão eletrostática. Os insights da teoria vêm da análise topológica da densidade eletrônica de uma molécula, usando métodos como a função de localização eletrônica (ELF) e a teoria quântica de átomos em moléculas (AIM ou QTAIM).

A ligação entre a forma molecular e o número de pares de elétrons de valência — tanto compartilhados quanto não compartilhados — foi proposta pela primeira vez em 1939 por Ryutaro Tsuchida, no Japão. Independentemente, Nevil Sidgwick e Herbert Powell, da Universidade de Oxford, apresentaram a mesma ideia em uma Palestra Bakeriana de 1940. Em 1957, Ronald Gillespie e Ronald Sydney Nyholm, no University College London, transformaram isso em uma teoria mais detalhada que podia escolher entre diferentes formas possíveis.

A VSEPR prevê como os pares de elétrons se organizam ao redor de átomos centrais em moléculas, especialmente as simples e simétricas. Um átomo central se liga a dois ou mais outros átomos; um átomo terminal se liga a apenas um. No isocianato de metila (H₃C–N=C=O), por exemplo, os dois carbonos e o nitrogênio são átomos centrais, enquanto os três hidrogênios e o oxigênio são terminais. A geometria dos átomos centrais e seus pares isolados então molda toda a molécula.

Para usar a VSEPR, primeiro desenha-se a estrutura de Lewis, mostrando todos os grupos ligantes e pares isolados. Uma ligação dupla ou tripla conta como um único grupo ligante. A soma de átomos ligados e pares isolados em um átomo central é seu número estérico. Assume-se que esses pares de elétrons (ou grupos) estão em uma esfera ao redor do átomo central, e eles se organizam para maximizar a distância e minimizar a repulsão. Dois pares se alinham em polos opostos, resultando em uma forma linear. Três pares formam um triângulo equilátero ao redor do átomo, produzindo uma geometria trigonal. Quatro pares se organizam tetraedricamente. Uma demonstração comum em sala de aula usa balões inflados: sua leve carga eletrostática faz com que adotem as mesmas geometrias quando amarrados — cinco balões formam uma bipirâmide trigonal, assim como os cinco pares ligantes no PCl₅.

O número estérico de um átomo central é igual ao seu número de coordenação (o número de átomos ligados a ele) mais seu número de pares isolados. No SF₄, o enxofre central tem quatro ligantes (número de coordenação 4) e um par isolado, então o número estérico é 5. Para elementos do grupo principal, também se pode calcular o número estérico com esta fórmula: (V + M – C + A) / 2, onde V são os elétrons de valência do átomo central, M é o número de átomos ligados por ligações simples, C é a carga do cátion (subtraída) e A é a carga do ânion (adicionada). Para o XeF₄, o xenônio tem 8 elétrons de valência, 4 flúor ligados e a molécula é neutra, resultando em (8 + 4) / 2 = 6. Um número estérico de 6 significa uma geometria eletrônica octaédrica. Com 4 átomos ligados e 2 pares isolados, a geometria molecular é quadrada planar.

A forma final também leva em conta as diferenças entre pares de elétrons ligantes e não ligantes. Um par ligante compartilhado em uma ligação sigma fica mais distante do átomo central do que um par não ligante.