Parell solitari

Archiu:ParSolitario.png

Parells d'electrons no compartits: un en el NH₃; dos en l'H₂O; i 3 en el HCl.

Un parell solitari o parell d'electrons no compartits és un parell d'electrons de valència que no es troba formant un enllaç, ni compartit en atres àtoms. Quan un àtom s'agrupa en uns atres per a formar una molècula, les seues electrons més externs -també coneguts com a electrons de capa de valència- deixen de pertànyer únicament a l'àtom del que provenen, passant a pertànyer a la molècula formada. Els orbitales atòmics de valència deixen d'existir com a tals i passen a formar orbitales moleculars en característiques diferents a les originals. Com els parells solitaris es troben en la capa més externa dels àtoms, quan estos àtoms formen molècules passen a formar part del conjunt d'electrons de valència de la molècula. D'açò es deduïx que els parells solitaris són, de fet, un subconjunt dels electrons de valència de la molècula a la que pertanyen.

Els parells solitaris poden ser identificats sense molta dificultat en fer un anàlisis dels nivells electrònics més externs d'un àtom: un parell solitari és un parell d'electrons apareados, lo que els diferència dels electrons solitaris (desapareados) que solen ocupar orbitales atòmics que no es troben complets.

Un parell d'electrons, per lo tant, és considerat un parell solitari; si es troba format per un parell d'electrons apareados, pero que no estan sent utilisats per a formar un enllaç. Integrant este concepte en els anteriors es pot concloure que el número d'electrons de valència d'una molècula és igual al número d'electrons enlazantes que posseïx, més el número d'electrons que es troben formant parells solitaris.

Els àtoms que en formar molècules presenten en facilitat pares solitaris es troben en l'extrem dret de la taula periòdica, i en especial en el cantó superior, ya que, baixant per les columnes, la presència de orbitales d i f en els àtoms més complexos altera (a voltes de manera aparentment imprevisible) les seues distribucions electròniques.

Aixina és possible trobar un únic parell solitari en les molècules formades per àtoms del grup del nitrogen -un bon eixemple d'açò és l'amoníac (A)-, és possible trobar dos parells solitaris en molècules formades per àtoms del grup del oxigen -per eixemple en l'aigua (B)-; i és possible trobar tres parells solitaris en molècules formades per àtoms del grup del flúor -per eixemple en l'àcit clorhídric (C).

Alteració dels ànguls d'enllaç i polaridad

El parell solitari, en freqüència, otorga un caràcter polar a la molècula (o regió molecular) a la qual pertany. Açò ocorre perque el parell solitari representa una gran acumulació de densitat de càrrega negativa en una regió molt pròxima a un núcleu atòmic. Esta gran acumulació de densitat de càrrega provoca una forta repulsió electrostàtica sobre els electrons que es troben formant enllaços, forçant a que estos enllaços s'aproximen entre sí. Com a conseqüència els ànguls d'enllaç es reduïxen i es provoca una asimetria estructural en la molècula. La combinació d'asimetria estructural i asimetria en la distribució de càrrega causa la polaridad.

Açò es pot observar en molta claritat en comparar dos molècules molt comunes, el diòxit de carbono i l'aigua. En el diòxit de carbono els quatre electrons de valència del carbono estan sent ocupats per a formar enllaços en dos àtoms d'oxigen, en este cas les úniques repulsió que existixen són les que s'establixen entre els electrons d'enllaç, per lo que seria esperable que en este cas els enllaços O=C=O es trobaren lo més separats que fora possible entre sí. Açò de fet ocorre ya que és possible demostrar sense molta dificultat que la molècula de diòxit de carbono és apolar, i pels seus espectres d'absorció en el infrarrojo, que es tracta d'una molècula llineal, en uns ànguls d'enllaç O=C=O de 180°. En l'aigua, pel contrari, només dos dels sis electrons de valència de l'oxigen s'utilisen per a formar enllaços en l'hidrogen, els quatre electrons de valència restants formen dos parells solitaris d'electrons. Seria d'esperar que estos parells solitaris modificaren l'àngul d'enllaç H-O-H, cosa que de fet ocorre, és fàcil demostrar que la molècula d'aigua és polar, i pels seus espectres d'absorció en el infrarrojo, és fàcil deduir que no es tracta d'una molècula llineal. En l'aigua l'àngul d'enllaç H-O-H és de 104,5º i no 180°, la repulsió provocada pels dos parells solitaris d'electrons causen la reducció de l'àngul d'enllaç forçant als àtoms d'hidrogen a acostar-se entre sí fins al punt a on totes les forces de repulsió entre electrons queden equilibrades. Est és un clar eixemple de cóm permet fer inferència la teoria de repulsió de parells d'electrons de la capa de valència (TRPECV).

Parells solitaris i nucleofilicidad

La presència de parells solitaris en les molècules els otorguen una série de característiques prou notables, puix estos parells d'electrons no compartits poden ser utilisats per a formar enllaços covalente coordinats -també cridats covalente dativos- en atres molècules. Es diu llavors que les molècules que posseïxen parells solitaris poden actuar com a bons nucleófilos. Açò és aixina perque gràcies al seu parell d'electrons en alta densitat de càrrega negativa, poden atacar regions en densitat de càrrega positiva en atres molècules forçant la formació de nous enllaços.

Este tipo de reaccions es poden fer encara més abarcativas considerant a les molècules en parells solitaris com bases de Lewis capaces de reaccionar en atres molècules (o àtoms) que posseïxen orbitales no ocupats per a formar aductos de Lewis. Baixe esta consideració podem enquadrar a les reaccions electrofílicas, a les d'àcit-base i a les de formació de complexos, dins de les reaccions que impliquen parells solitaris d'electrons.

Un eixemple senzill de la formació d'este tipo d'enllaços és el que ocorre en la formació del ion hidronio(H₃O⁺). Este ion apareix quan es dissolen àcits en aigua, i ocorre perque l'àtom d'oxigen és capaç d'aportar un parell solitari d'electrons per a estabilisar al ion hidrogen H⁺ lliberat per l'àcit, actuant al mateix temps com nucleófilo i com a base de Lewis.