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Enlace químico II

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Categoría: Enlace químico II
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En esta sección se analizará la geometría de las moléculas, empleando la teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia RPECV.  Esto nos permitirá conocer la distribución espacial de los átomos en la molécula, cuestión fundamental para predecir propiedades físicas y reactividad de los compuestos químicos.

En segundo lugar desarrollaremos la teoría del enlace de valencia (TEV), que nos ayudará a entender como se forman los enlaces covalentes entre los átomos de una molécula.  Esta teoría se ayuda del concepto de hibridación para explicar los hechos experimentales.

Para terminar describiremos con bastante detalle la teoría de orbitales moleculares (TOM), basada en la mecánica cuántica nos permite explicar ciertos datos experimentales, imposibles de explicar con la TEV.

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En esta sección estudiaremos como se disponen los átomos que forman una molécula en el espacio. Esta disposición espacial (geometría molecular) afecta a las propiedades fisicoquímicas de la sustancia (punto de fusión y ebullición, solubilidad.....)

Aunque la determinación de la geometría molecular debe hacerse de modo experimental, existe un método sencillo para perdecir la geometria molecular, llamado método de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV). Este método se basa en disponer los enlaces, que parten de un átomo central, de modo que las repulsiones entre los electrones enlazantes sean las menores posibles.
 

 

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Son moléculas del tipo AB2 en las que el átomo central no tiene pares solitarios. Para evitar repulsiones entre los pares enlazantes, dispone los gupos B lo más alejados posible.

Un ejemplo es el dicloruro de berilio, BeCl2.



La molécula es lineal con ángulos de enlace de 180º.

Lee más: Moléculas Lineales, AB2

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Las moléculas que forman tres enlaces covalentes, sin pares solitarios sobre el átomo central,  disponen los enlaces A-B hacia los vertices de un triángulo equilátero, denominándose a esta geometría trigonal plana

Como ejemplo analizaremos la geometría del trifluoruro de boro, BF3.



Los enlaces B-F se disponen hacia los vértices de un triángulo equilátero, siendo los ángulos de enlace de 120º.

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Las moléculas con cuatro enlaces disponen los grupos hacia los vértices de un tetraedro. En esta geometría los ángulos de enlace son de 109,5º.

Un ejemplo de esta disposición espacial lo encontramos en el metano, CH4

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Cuando un átomo central se une a 5 grupos la disposición espacial que minimiza las repulsiones entre los pares enlazantes es la bipirámide trigonal.

Veamos el ejemplo del pentacloruro de fósforo, PCl5



Los átomos situados en el plano triangular se llaman ecuatoriales y los por encima y por debajo de dicho plano, axiales. Los cloros ecuatoriales tienen ángulos de enlace de 120º.  Entre un cloro axial y otro ecuatorial el ángulo es de 90º.

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Moléculas cuyo átomo central está rodeado de 6 pares enlazantes se disponen con geometría octaédrica. Esta disposición espacial permite minimizar las repulsiones entre los 6 pares enlazantes y es equivalente a una bipirámide cuadrada. Los átomos situados en posición ecuatorial forman entre si ángulos de 90º. Los átomos en posición axial también forman ángulos de 90º con respecto a los ecuatoriales y de 180º entre ellos.

Un ejemplo de esta geometría se presenta en el hexafluoruro de azufre, SF6


 
 
 

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 Para moléculas cuyo átomo central posea pares libres emplearemos la notación ABE, donde A es el átomo central, B un átomo de los alrededores y E un par libre de A.

Debemos tener en cuenta,  para determinar la geometría, que la repulsión entre pares solitarios es mayor que entre par solitario y enlazante, siendo la repulsión más pequeña entre dos pares enlazantes.

Repulsión pares solitarios > Repulsión par solitario-enlazante > Repulsión pares enlazantes

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Las moléculas que presentan un par solitario sobre el átomo central y dos pares enlazantes tienen una geometría angular.

Un ejemplo de esta geometría lo encontramos en el dióxido de azufre, SO2

Lee más: Moléculas Angulares, AB2E

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Son moléculas con dos pares enlazantes y dos solitarios. Estos cuatro grupos se disponen hacia los vértices de un tetraedro. Sin embargo, para dar la geometría sólo se tienen en cuenta los pares enlazantes (no los solitarios) y por ello la geometría de estas moléculas es angular.

Un ejemplo de este tipo lo encontramos en el agua, H2O



El ángulo HOH es de 104,5º, por la repulsión de los pares solitarios sobre los enlazantes.

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Son moléculas que presentan tres pares enlazantes y uno solitario rodeando a un átomo central. La disposición espacial de estos cuatro pares es tetraédrica, sin embargo al despreciar el par solitario nos queda una geometría piramidal.

Una molécula de este tipo es el amoniaco, NH3



El par solitario repele con fuerza a los enlazantes y el ángulo de enlace HNH es menor de 109º.

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Las moléculas con cuatro pares enlazantes y una solitario se disponen en forma de bipirámide trigonal. Sin embargo, al quitar el par solitario se obtiene una especie de tetraedro distorsionado.

Una molécula que presenta esta distribución espacial de grupos es el tetrafluoruro de azufre, SF4.



Obsérvese como en el modelo molecular los azufres axiales están doblados hacia la derecha,  por las repulsiones con el par libre.

En la geometría propuesta el para solitario ocupa la posición ecuatorial, sufriendo respulsiones con dos pares enlazantes (axiales) que se encuentran a 90º.  Su hubiéramos colocado el par solitario en posición axial las interacciones habrían sido con tres pares enlazantes a 90º.





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Las moléculas con tres pares enlazantes y dos solitarios se disponen en forma de T. La geometría que minimiza las respulsiones es la que dispone los pares solitarios en ecuatorial. Considerando los pares solitarios la geometría es de bipiramide trigonal y al quitar los pares solitarios nos da la forma de T.

Una molécula que responde a esta geometría es el trifluoruro de cloro, ClF3



Como puede observarse en el modelo los flúor axiales se doblan ligeramente a la derecha debido a las respulsiones con los pares libres.

Al quitar los pares solitarios del dibujo, la bipirámide trigonal se transforma en una T.

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Las moléculas con dos pares enlazantes y tres solitarios se disponen en forma bipiramidal trigonal con los tres pares solitarios en ecuatorial. Sin tener en cuenta los pares solitarios obtenemos una geometría lineal.

Un ejemplo de esta geometría lo encontramos en el ion triyoduro, I3-



La ubicación de los pares solitarios en ecuatorial minimiza las respulsiones entre ellos, al quedar situados a 120º.
 

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Son moléculas con cinco pares enlazantes y uno solitario. La disposición espacial incluyendo el par solitario es octaédrica, sin considerar el par solitario nos queda piramidal cuadrada.

Un ejemplo de esta geometría lo encontramos en la molécula de pentafluoruro de bromo, BrF5


 

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Las moléculas con cuatro pares enlazantes y dos solitarios presentan una disposición espacial octaédrica que se transforma en plano cuadrada al no considerar los pares solitarios.

Un ejemplo de esta disposición espacial lo encontramos en el tetrafluoruro de xenon, XeF4

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El modelo de RPECV nos permite determinar con gran exactitud la geometría de una molécula. La teoría de Lewis permite entender como se forma un enlace covalente mediante el apareamiento de electrones. Sin embargo, no podemos con estas teorías explicar las longitudes y energías de los enlaces formados. Así, un enlace H-H es muy fuerte y corto (436,4 kJ/mol y 74 pm), comparado con el enlace F-F mucho más débil y largo (150,6 kJ/mol y 142 pm).

Para explicar dichas propiedades es necesario utilizar teorías basadas en la mecánica cuántica, como la teoría del enlace de valencia, que considera los electrones en orbitales atómicos, los cuales al solapar forman enlaces. Las características de estos enlaces dependen del tipo de orbitales que solapan (tamaño y geometría), lo que explica la gran diferencia entre las propiedades de los enlaces H-H y F-F.

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Según la teoría de Lewis la molécula de hidrógeno se forma por apareamiento del par de electrones aportados por cada átomo de hidrógeno.

En la teoría del enlace de valencia, el enlace se produce por solapamiento de los orbitales 1s de cada átomo de hidrógeno. Este solapamiento supone que ambos orbitales comparten una misma región del espacio.



Cuando los dos átomos se acercan la energía potencial del sistema va disminuyendo hasta alcanzar un valor mínimo, que corresponde con el máximo solapamiento de los orbitales 1s.  En este punto se obtiene la distancia de enlace y su energía.
Si los átomos de hidrógeno continúan acercandose, la energía de la molécula comienza a subir debido a la repulsión entre los núcleos.

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La teoría de Lewis y el modelo de RPECV nos han dado una descripción bastante precisa sobre la estructura y geometría de la molécula.



Ahora intentaremos una mejor comprensión sobre la formación de los enlaces Be-Cl empleando la teoría del enlace de valencia.  Para ello escribiremos la configuración electrónica del berilio, fijándonos en la capa de valencia.

Lee más: Dicloruro de Berilio según la TEV

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