Estructura molecular y polaridad Hasta ahora, hemos utilizado estructuras bidimensionales de Lewis para representar moléculas. Sin embargo, la estructura molecular es en realidad tridimensional, y es importante poder describir los enlaces moleculares en términos de sus distancias, ángulos y disposiciones relativas en el espacio ( ). Un ángulo de enlace es el ángulo entre dos enlaces cualesquiera que incluyen un átomo común, normalmente medido en grados. Una distancia de enlace (o longitud de enlace) es la distancia entre los núcleos de dos átomos enlazados a lo largo de la línea recta que une los núcleos. Las distancias de enlace se miden en Ångstroms (1 Å = 10 –10 m) o picómetros (1 pm = 10 –12 m, 100 pm = 1 Å). Se muestran las distancias de enlace (longitudes) y los ángulos para la molécula de formaldehído, H 2 CO. Teoría VSEPR La teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (teoría VSEPR) nos permite predecir la estructura molecular, lo que incluye los ángulos de enlace aproximados alrededor de un átomo central de una molécula a partir de un examen del número de enlaces y pares solitarios de electrones en su estructura de Lewis. El modelo VSEPR asume que los pares de electrones en la capa de valencia de un átomo central adoptarán una disposición que minimice las repulsiones entre estos pares de electrones maximizando la distancia entre ellos. Los electrones de la capa de valencia de un átomo central forman pares de electrones enlazados, situados principalmente entre átomos enlazados, o pares solitarios. La repulsión electrostática de estos electrones se reduce cuando las distintas regiones de alta densidad electrónica asumen posiciones lo más alejadas posible entre sí. La teoría VSEPR predice la disposición de los pares de electrones alrededor de cada átomo central y, normalmente, la disposición correcta de los átomos en una molécula. Sin embargo, debemos entender que la teoría solo considera las repulsiones de pares de electrones. Otras interacciones, como las repulsiones nuclear-nuclear y las atracciones nuclear-electrónica, también intervienen en la disposición final que adoptan los átomos en una determinada estructura molecular. Como ejemplo sencillo de la teoría VSEPR, predigamos la estructura de una molécula gaseosa de BeF 2 . La estructura de Lewis del BeF 2 ( ) muestra solo dos pares de electrones alrededor del átomo central de berilio. Con dos enlaces y sin pares solitarios de electrones en el átomo central, los enlaces están lo más separados posible, y la repulsión electrostática entre estas regiones de alta densidad electrónica se reduce al mínimo cuando están en lados opuestos del átomo central. El ángulo de enlace es de 180° ( ). La molécula de BeF 2 adopta una estructura lineal en la que los dos enlaces están lo más separados posible, en lados opuestos del átomo de Be. La ilustra esta y otras geometrías de pares de electrones que minimizan las repulsiones entre regiones de alta densidad de electrones (enlaces o pares solitarios). Dos regiones de densidad de electrones alrededor de un átomo central en una molécula forman una geometría lineal ; tres regiones forman una geometría trigonal plana ; cuatro regiones forman una geometría tetraédrica ; cinco regiones forman una geometría trigonal bipiramidal ; y seis regiones forman una geometría octaédrica . Las geometrías básicas de pares de electrones predichas por la teoría VSEPR maximizan el espacio alrededor de cualquier región de densidad de electrones (enlaces o pares solitarios). Geometría de pares de electrones frente a la estructura molecular Es importante señalar que la geometría de pares de electrones alrededor de un átomo central no es lo mismo que su estructura molecular. Las geometrías de pares de electrones mostradas en la describen todas las regiones donde se encuentran los electrones, tanto los enlaces como los pares solitarios. La estructura molecular describe la ubicación de los átomos , no de los electrones. Diferenciamos estas dos situaciones denominando la geometría que incluye todos los pares de electrones como geometría de pares de electrones . La estructura que incluye solo la colocación de los átomos en la molécula se llama estructura molecular . Las geometrías de los pares de electrones serán las mismas que las de las estructuras moleculares cuando no haya pares solitarios de electrones alrededor del átomo central, pero serán diferentes cuando haya pares solitarios presentes en el átomo central. Por ejemplo, la molécula de metano, CH 4 , que es el principal componente del gas natural, tiene cuatro pares de electrones de enlace alrededor del átomo central de carbono; la geometría de pares de electrones es tetraédrica, al igual que la estructura molecular ( ). Por otro lado, la molécula de amoníaco, NH 3 , también tiene cuatro pares de electrones asociados al átomo de nitrógeno, por lo que tiene una geometría tetraédrica de pares de electrones. Una de estas regiones, sin embargo, es un par solitario, que no está incluido en la estructura molecular, y este par solitario influye en la forma de la molécula ( ). La estructura molecular de la molécula de metano, CH 4 , se muestra con una disposición tetraédrica de los átomos de hidrógeno. Las estructuras VSEPR como esta se suelen dibujar utilizando la notación de cuñas y guiones, en la que las líneas sólidas representan enlaces en el plano de la página, las cuñas sólidas representan enlaces que salen del plano y las líneas de guiones representan enlaces que bajan al plano. (a) La geometría de pares de electrones en la molécula de amoníaco es tetraédrica con un par solitario y tres enlaces simples. (b) La estructura molecular piramidal trigonal se determina a partir de la geometría de pares de electrones. (c) Los ángulos de enlace reales se desvían ligeramente de los ángulos ideales porque el par solitario ocupa una región de espacio mayor que los enlaces simples, lo que hace que el ángulo HNH sea ligeramente menor que 109,5°. Como se ve en la , las pequeñas distorsiones de los ángulos ideales en la pueden ser el resultado de las diferencias de repulsión entre varias regiones de densidad de electrones. La teoría VSEPR predice estas distorsiones al establecer un orden de repulsiones y un orden de la cantidad de espacio ocupado por los diferentes tipos de pares de electrones. El orden de las repulsiones de pares de electrones de mayor a menor repulsión es: par solitario-par solitario > par solitario-par enlazante > par enlazante-par enlazante Este orden de repulsiones determina la cantidad de espacio que ocupan las diferentes regiones de electrones. Un par de electrones solitario ocupa una región de espacio mayor que los electrones de un triple enlace; a su vez, los electrones de un triple enlace ocupan más espacio que los de un doble enlace, y así sucesivamente. El orden de los tamaños de mayor a menor es: par solitario > triple enlace > doble enlace > enlace simple Pensemos en el formaldehído, H 2 CO, que se utiliza como conservante de muestras biológicas y anatómicas ( ). Esta molécula tiene regiones de alta densidad electrónica que consisten en dos enlaces simples y un doble enlace. La geometría básica es trigonal plana con ángulos de enlace de 120°, pero vemos que el doble enlace provoca ángulos ligeramente mayores (121°), y el ángulo entre los enlaces simples es ligeramente menor (118°). En la molécula de amoníaco, los tres átomos de hidrógeno unidos al nitrógeno central no están dispuestos en una estructura molecular plana y trigonal, sino en una pirámide trigonal tridimensional ( ) con el átomo de nitrógeno en el vértice y los tres átomos de hidrógeno formando la base. Los ángulos de enlace ideales en una pirámide trigonal se basan en la geometría de pares de electrones tetraédrica. De nuevo, hay ligeras desviaciones del ideal porque los pares solitarios ocupan regiones del espacio más grandes que los electrones de enlace. Los ángulos de enlace H–N–H en el NH 3 son ligeramente más pequeños que el ángulo de 109,5° en un tetraedro regular ( ) porque la repulsión par solitario-par enlazante es mayor que la repulsión par enlazante-par enlazante ( ). La ilustra las estructuras moleculares ideales, que se predicen con base en las geometrías de pares de electrones para varias combinaciones de pares solitarios y pares enlazantes. Las estructuras moleculares son idénticas a las geometrías de pares de electrones cuando no hay pares solitarios presentes (primera columna). En un número concreto de pares de electrones (fila), las estructuras moleculares para uno o más pares solitarios se determinan a partir de las modificaciones de la geometría de pares de electrones correspondiente. Según la teoría VSEPR, las ubicaciones de los átomos terminales (Xs en la ) son equivalentes dentro de las geometrías de pares de electrones lineales, trigonales planas y tetraédricas (las tres primeras filas de la tabla). No importa qué X se sustituya por un par solitario porque las moléculas pueden girar para convertir posiciones. Sin embargo, en las geometrías bipiramidales trigonales de pares de electrones, hay dos posiciones X distintas, como se muestra en la : una posición axial (si sostenemos un modelo de bipirámide trigonal por las dos posiciones axiales, tenemos un eje alrededor del cual podemos girar el modelo) y una posición ecuatorial (tres posiciones forman un ecuador alrededor del centro de la molécula). Como se muestra en la , la posición axial está rodeada de ángulos de enlace de 90°, mientras que la posición ecuatorial tiene más espacio disponible debido a los ángulos de enlace de 120°. En una geometría bipiramidal trigonal de pares de electrones, los pares solitarios siempre ocupan posiciones ecuatoriales porque estas posiciones más espaciosas pueden acomodar más fácilmente los pares solitarios más grandes. Teóricamente, podemos encontrar tres posibles disposiciones para los tres enlaces y los dos pares solitarios de la molécula de ClF 3 ( ). La estructura estable es la que coloca los pares solitarios en posiciones ecuatoriales, dando una estructura molecular en forma de T. (a) En una bipirámide trigonal, las dos posiciones axiales están situadas directamente una frente a la otra, mientras que las tres posiciones ecuatoriales están situadas en una disposición triangular. (b-d) Los dos pares solitarios (líneas rojas) en ClF 3 tienen varias disposiciones posibles, pero la estructura molecular en forma de T (b) es la que se observa realmente, coherente con los pares solitarios más grandes, los cuales ocupan posiciones ecuatoriales. Cuando un átomo central tiene dos pares solitarios de electrones y cuatro regiones de enlace, tenemos una geometría octaédrica de pares de electrones. Los dos pares solitarios se encuentran en lados opuestos del octaedro (separados 180°), lo que produce una estructura molecular cuadrada y plana que minimiza las repulsiones entre pares solitarios ( ). Predicción de la geometría de pares de electrones y de la estructura molecular El siguiente procedimiento utiliza la teoría VSEPR para determinar las geometrías de los pares de electrones y las estructuras moleculares: Escriba la estructura de Lewis de la molécula o del ion poliatómico. Cuente el número de regiones de densidad de electrones (pares solitarios y enlaces) alrededor del átomo central. Un enlace simple, doble o triple cuenta como una región de densidad electrónica. Identifique la geometría de pares de electrones en función del número de regiones de densidad electrónica: lineal, trigonal plana, tetraédrica, bipiramidal trigonal u octaédrica ( , primera columna). Utilice el número de pares solitarios para determinar la estructura molecular ( ). Si es posible más de una disposición de pares solitarios y enlaces químicos, elija la que minimice las repulsiones, recordando que los pares solitarios ocupan más espacio que los enlaces múltiples, que a su vez ocupan más espacio que los enlaces simples. En los arreglos bipiramidales trigonales, la repulsión se minimiza cuando cada par solitario está en una posición ecuatorial. En una disposición octaédrica con dos pares solitarios, la repulsión se minimiza cuando los pares solitarios están en lados opuestos del átomo central. Los siguientes ejemplos ilustran el uso de la teoría VSEPR para predecir la estructura molecular de moléculas o iones que no tienen pares solitarios de electrones. En este caso, la estructura molecular es idéntica a la geometría de pares de electrones. Predicción de la geometría de pares de electrones y de la estructura molecular: CO 2 y BCl 3 Prediga la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de cada uno de los siguientes elementos: (a) el dióxido de carbono, CO 2 , una molécula producida por la combustión de los combustibles fósiles (b) tricloruro de boro, BCl 3 , un importante producto químico industrial Solución (a) Escribimos la estructura de Lewis del CO 2 como: Esto nos muestra dos regiones de alta densidad de electrones alrededor del átomo de carbono: cada doble enlace cuenta como una región, y no hay pares solitarios en el átomo de carbono. Utilizando la teoría VSEPR, predecimos que las dos regiones de densidad de electrones se disponen en lados opuestos del átomo central con un ángulo de enlace de 180°. La geometría de pares de electrones y la estructura molecular son idénticas, y las moléculas de CO 2 son lineales. (b) Escribimos la estructura de Lewis de BCl 3 como: Así, vemos que BCl 3 tiene tres enlaces, y no hay pares solitarios de electrones en el boro. La disposición de tres regiones de alta densidad electrónica da lugar a una geometría trigonal plana de pares de electrones. Los enlaces B-Cl se encuentran en un plano con ángulos de 120° entre ellos. El BCl 3 también tiene una estructura molecular trigonal plana ( ). La geometría de pares de electrones y la estructura molecular del BCl 3 son ambas trigonales planas. Note que la geometría VSEPR indica los ángulos de enlace correctos (120°), a diferencia de la estructura de Lewis mostrada anteriormente. Compruebe sus conocimientos El carbonato, CO 3 2− , es un ion poliatómico común que se encuentra en diversos materiales, desde la cáscara de huevo hasta los antiácidos. ¿Cuál es la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de este ion poliatómico? Respuesta: La geometría de pares de electrones es trigonal plana y la estructura molecular es trigonal plana. Debido a la resonancia, los tres enlaces C–O son idénticos. Ya sea simple, doble o un promedio de los dos, cada enlace cuenta como una región de densidad electrónica. Predicción de la geometría de los pares de electrones y de la estructura molecular: amonio Dos de los 50 principales productos químicos producidos en los Estados Unidos, el nitrato de amonio y el sulfato de amonio, ambos utilizados como fertilizantes, contienen el ion amonio. Prediga la geometría de pares de electrones y la estructura molecular del catión NH 4 + . Solución Escribimos la estructura de Lewis de NH 4 + como: Podemos ver que NH 4 + contiene cuatro enlaces desde el átomo de nitrógeno a los átomos de hidrógeno y ningún par solitario. Esperamos que las cuatro regiones de alta densidad electrónica se organicen de manera que apunten a las esquinas de un tetraedro con el átomo central de nitrógeno en el centro ( ). Por lo tanto, la geometría de pares de electrones de NH 4 + es tetraédrica, y la estructura molecular también lo es ( ). El ion amonio presenta una geometría tetraédrica de pares de electrones, así como una estructura molecular tetraédrica. Compruebe lo aprendido Identifique una molécula con estructura molecular bipiramidal trigonal. Respuesta: Cualquier molécula con cinco pares de electrones alrededor de los átomos centrales, sin pares solitarios, será bipiramidal trigonal. El PF 5 es un ejemplo común. Los siguientes ejemplos ilustran el efecto de los pares solitarios de electrones en la estructura molecular. Predicción de la geometría de pares de electrones y de la estructura molecular: pares solitarios en el átomo central Predecir la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de una molécula de agua. Solución La estructura de Lewis del H 2 O indica que hay cuatro regiones de alta densidad electrónica alrededor del átomo de oxígeno: dos pares solitarios y dos enlaces químicos: Predecimos que estas cuatro regiones están dispuestas de forma tetraédrica ( ), como se indica en la . Así, la geometría de pares de electrones es tetraédrica y la estructura molecular está doblada con un ángulo ligeramente inferior a 109,5°. De hecho, el ángulo de enlace es de 104,5°. (a) El H 2 O tiene cuatro regiones de densidad de electrones alrededor del átomo central, por lo que tiene una geometría tetraédrica de pares de electrones. (b) Dos de las regiones de electrones son pares solitarios, por lo que la estructura molecular está doblada. Compruebe lo aprendido El ion hidronio, H 3 O + , se forma cuando los ácidos se disuelven en agua. Predecir la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de este catión. Respuesta: Geometría de pares de electrones: tetraédrica; estructura molecular: piramidal trigonal Predicción de la geometría de pares de electrones y de la estructura molecular: SF 4 El tetrafluoruro de azufre, SF 4 , es muy valioso para la preparación de compuestos que contienen flúor utilizados como herbicidas (es decir, el SF 4 se utiliza como agente fluorizante). Prediga la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de una molécula de SF 4 . Solución La estructura de Lewis del SF 4 indica cinco regiones de densidad electrónica alrededor del átomo de azufre: un par solitario y cuatro pares de enlace: Esperamos que estas cinco regiones adopten una geometría de pares de electrones bipiramidal trigonal. Para minimizar las repulsiones del par solitario, este ocupa una de las posiciones ecuatoriales. La estructura molecular ( ) es la de un balancín ( ). (a) El SF4 tiene una disposición bipiramidal trigonal de las cinco regiones de densidad electrónica. (b) Una de las regiones es un par solitario, lo que da lugar a una estructura molecular en forma de balancín. Compruebe sus conocimientos Predecir la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de las moléculas de XeF 2 . Respuesta: La geometría de pares de electrones es bipiramidal trigonal. La estructura molecular es lineal. Predicción de la geometría de pares de electrones y de la estructura molecular: XeF 4 De todos los gases nobles, el xenón es el más reactivo, reaccionando frecuentemente con elementos como el oxígeno y el flúor. Prediga la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de la molécula de XeF 4 . Solución La estructura de Lewis del XeF 4 indica seis regiones de alta densidad electrónica alrededor del átomo de xenón: dos pares solitarios y cuatro enlaces: Estas seis regiones adoptan una disposición octaédrica ( ), que es la geometría de pares de electrones. Para minimizar las repulsiones, los pares solitarios deben estar en lados opuestos del átomo central ( ). Los cinco átomos están todos en el mismo plano y tienen una estructura molecular cuadrada. (a) El XeF 4 adopta una disposición octaédrica con dos pares solitarios (líneas rojas) y cuatro enlaces en la geometría de pares de electrones. (b) La estructura molecular es cuadrangular con los pares solitarios enfrentados directamente. Compruebe lo aprendido En una determinada molécula, el átomo central tiene tres pares solitarios y dos enlaces. ¿Cuál será la geometría de pares de electrones y la estructura molecular? Respuesta: geometría de pares de electrones: bipiramidal trigonal; estructura molecular: lineal Estructura molecular para moléculas multicéntricas Cuando una molécula o un ion poliatómico tiene un solo átomo central, la estructura molecular describe completamente la forma de la molécula. Las moléculas más grandes no tienen un único átomo central, sino que están conectadas por una cadena de átomos interiores que poseen cada uno una geometría "local". El modo en que estas estructuras locales se orientan entre sí también influye en la forma molecular, pero estas consideraciones están más allá del alcance de esta discusión introductoria. Para nuestros fines, solo nos centraremos en determinar las estructuras locales. Predicción de la estructura en moléculas multicéntricas Aquí se muestra la estructura de Lewis del aminoácido más simple, la glicina, H 2 NCH 2 CO 2 H. Prediga la geometría local del átomo de nitrógeno, los dos átomos de carbono y el átomo de oxígeno con un átomo de hidrógeno unido: Solución Considere cada átomo central de forma independiente. Las geometrías de pares de electrones: nitrógeno: cuatro regiones de densidad electrónica; tetraédrica carbono ( C H 2 )-cuatro regiones de densidad electrónica; tetraédrica carbono ( C O 2 )-tres regiones de densidad de electrones; trigonal plana oxígeno ( O H)-cuatro regiones de densidad electrónica; tetraédrica Las estructuras locales: nitrógeno: tres enlaces, un par solitario; piramidal trigonal carbono ( C H 2 )-cuatro enlaces, sin pares solitarios; tetraédrica carbono ( C H 2 )-tres enlaces (el doble enlace cuenta como un enlace), sin pares solitarios; trigonal plana oxígeno ( O H)-dos enlaces, dos pares solitarios; doblada (109°) Compruebe lo aprendido Otro aminoácido es la alanina, que tiene la estructura de Lewis que se muestra aquí. Prediga la geometría de pares de electrones y la estructura local del átomo de nitrógeno, los tres átomos de carbono y el átomo de oxígeno con el hidrógeno unido: Respuesta: geometrías de pares de electrones: nitrógeno-tetraédrica; carbono ( C H)-tetraédrica; carbono( C H 3 )-tetraédrica; carbono ( C O 2 )-trigonal plana; oxígeno( O H)-tetraédrica; estructuras locales: nitrógeno-piramidal trigonal; carbono( C H)-tetraédrica; carbono ( CH 3 )-tetraédrica; carbono( C O 2 )-trigonal plana; oxígeno( O H)-doblada (109°) El simulador de formas moleculares le permite construir varias moléculas y practicar el nombre de sus geometrías de pares de electrones y estructuras moleculares. Simulación molecular El simulador de formas moleculares nos permite controlar si se muestran los ángulos de enlace o los pares solitarios al marcar o desmarcar las casillas de "Options" (opciones) a la derecha. También podemos utilizar las casillas "Name" (nombre) de la parte inferior izquierda para mostrar u ocultar la geometría de pares de electrones (llamada "electron geometry" (geometría de electrones) en el simulador) o la estructura molecular (llamada "molecular shape" (forma molecular) en el simulador). Construya la molécula HCN en el simulador con base en la siguiente estructura de Lewis: H-C ≡ N Haga clic en cada tipo de enlace o par solitario de la derecha para añadir ese grupo al átomo central. Una vez que complete la molécula, gírela para examinar la estructura molecular predicha. ¿De qué estructura molecular se trata? Solución La estructura molecular es lineal. Compruebe lo aprendido Construya una molécula más compleja en el simulador. Identifique la geometría del grupo de electrones, la estructura molecular y los ángulos de enlace. A continuación, intente encontrar una fórmula química que se ajuste a la estructura que ha dibujado. Respuesta: Las respuestas variarán. Por ejemplo, un átomo con cuatro enlaces simples, un doble enlace y un par solitario tiene una geometría octaédrica del grupo de electrones y una estructura molecular piramidal cuadrada. El XeOF 4 es una molécula que adopta esta estructura. Polaridad molecular y momento dipolar Como se comentó anteriormente, los enlaces covalentes polares conectan dos átomos con diferentes electronegatividades, dejando un átomo con una carga parcial positiva (δ+) y el otro átomo con una carga parcial negativa (δ-), ya que los electrones son atraídos hacia el átomo más electronegativo. Esta separación de cargas da lugar a un momento dipolar de enlace . La magnitud de un momento dipolar de enlace se representa con la letra griega mu ( µ ) y viene dada por la fórmula que se muestra aquí, donde Q es la magnitud de las cargas parciales (determinada por la diferencia de electronegatividad) y r es la distancia entre las cargas: μ = Qr Este momento de enlace puede representarse como un vector , una cantidad que tiene tanto dirección como magnitud ( ). Los vectores dipolo se muestran como flechas que apuntan a lo largo del enlace desde el átomo menos electronegativo hacia el átomo más electronegativo. Se dibuja un pequeño signo más en el extremo menos electronegativo para indicar el extremo parcialmente positivo del enlace. La longitud de la flecha es proporcional a la magnitud de la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos. (a) Hay una pequeña diferencia de electronegatividad entre C y H, representada como un vector corto. (b) La diferencia de electronegatividad entre B y F es mucho mayor, por lo que el vector que representa el momento de enlace es mucho más largo. Una molécula completa también puede tener una separación de carga, lo que depende de su estructura molecular y de la polaridad de cada uno de sus enlaces. Si existe tal separación de cargas, se dice que la molécula es una molécula polar (o dipolar); en caso contrario, se dice que la molécula es no polar. El momento dipolar mide el grado de separación de cargas netas en la molécula en su conjunto. Determinamos el momento dipolar sumando los momentos de enlace en el espacio tridimensional, teniendo en cuenta la estructura molecular. En las moléculas diatómicas solo hay un enlace, por lo que su momento dipolar de enlace determina la polaridad molecular. Las moléculas diatómicas homonucleares como el Br 2 y el N 2 no tienen diferencia de electronegatividad, por lo que su momento dipolar es nulo. En las moléculas heteronucleares, como el CO, existe un pequeño momento dipolar. En el caso del HF, hay un momento dipolar mayor porque hay una mayor diferencia de electronegatividad. Cuando una molécula contiene más de un enlace, hay que tener en cuenta la geometría. Si los enlaces de una molécula están dispuestos de tal manera que sus momentos de enlace se cancelan (la suma de vectores es igual a cero), entonces la molécula es no polar. Esta es la situación del CO 2 ( ). Cada uno de los enlaces es polar, pero la molécula en su conjunto es no polar. A partir de la estructura de Lewis, y utilizando la teoría VSEPR, determinamos que la molécula de CO 2 es lineal con enlaces polares C=O en lados opuestos del átomo de carbono. Los momentos de enlace se cancelan porque apuntan en direcciones opuestas. En el caso de la molécula de agua ( ), la estructura de Lewis muestra otra vez que hay dos enlaces a un átomo central, y la diferencia de electronegatividad muestra de nuevo que cada uno de estos enlaces tiene un momento de enlace distinto de cero. En este caso, no obstante, la estructura molecular está doblada debido a los pares solitarios del O, y los dos momentos de enlace no se cancelan. Por lo tanto, el agua sí tiene un momento dipolar neto y es una molécula polar (dipolo). El momento dipolar global de una molécula depende de los momentos dipolares de los enlaces individuales y de su disposición. (a) Cada enlace de CO tiene un momento dipolar de enlace, pero apuntan en direcciones opuestas, de modo que la molécula neta de CO 2 es no polar. (b) Por el contrario, el agua es polar porque los momentos de enlace del OH no se cancelan. La molécula de OCS tiene una estructura similar a la del CO 2 , pero un átomo de azufre sustituyó uno de los átomos de oxígeno. Para determinar si esta molécula es polar, dibujamos la estructura molecular. La teoría VSEPR predice una molécula lineal: El enlace C-O es considerablemente polar. Aunque el C y el S tienen valores de electronegatividad muy similares, el S es ligeramente más electronegativo que el C, por lo que el enlace C-S es ligeramente polar. Como el oxígeno es más electronegativo que el azufre, el extremo de oxígeno de la molécula es el extremo negativo. El clorometano, CH 3 Cl, es una molécula tetraédrica con tres enlaces C-H ligeramente polares y un enlace C-Cl más polar. Las electronegatividades relativas de los átomos enlazados son H < C < Cl, por lo que todos los momentos de enlace apuntan hacia el extremo Cl de la molécula y se suman para producir un momento dipolar considerable (las moléculas son relativamente polares). Para las moléculas de alta simetría como el BF 3 (trigonal plana), el CH 4 (tetraédrica), el PF 5 (bipiramidal trigonal) y el SF 6 (octaédrica), todos los enlaces tienen la misma polaridad (mismo momento de enlace) y se orientan en geometrías que dan lugar a moléculas no polares (el momento dipolar es cero). Sin embargo, las moléculas de menor simetría geométrica pueden ser polares incluso cuando todos los momentos de enlace son idénticos. En estas moléculas, las direcciones de los momentos de enlace iguales son tales que se suman para dar un momento dipolar no nulo y una molécula polar. Algunos ejemplos de estas moléculas son el sulfuro de hidrógeno, H 2 S (no lineal), y el amoníaco, NH 3 (piramidal trigonal). En resumen, para ser polar, una molécula debe: Tener al menos un enlace covalente polar. Tener una estructura molecular tal que la suma de los vectores de cada momento dipolar de enlace no se cancele. Propiedades de las moléculas polares Las moléculas polares tienden a alinearse cuando se colocan en un campo eléctrico con el extremo positivo de la molécula orientado hacia la placa negativa y el extremo negativo hacia la placa positiva ( ). Podemos utilizar un objeto cargado eléctricamente para atraer moléculas polares, pero las moléculas no polares no son atraídas. Además, los solventes polares son mejores para disolver sustancias polares, y los disolventes no polares son mejores para disolver sustancias no polares. (a) Las moléculas siempre se distribuyen aleatoriamente en el estado líquido en ausencia de un campo eléctrico. (b) Cuando se aplica un campo eléctrico, las moléculas polares como el HF se alinearán a los dipolos con la dirección del campo. La simulación de la polaridad de la molécula ofrece muchas formas de explorar los momentos dipolares de los enlaces y las moléculas. Simulaciones de polaridad Abra la simulación de la polaridad de la molécula y seleccione la pestaña "Three Atoms" (Tres átomos) en la parte superior. Esto debería mostrar una molécula ABC con tres ajustadores de electronegatividad. Puede mostrar u ocultar los momentos de enlace, los dipolos moleculares y las cargas parciales a la derecha. Si se activa el campo eléctrico se verá si la molécula se mueve cuando se expone a un campo, de forma similar a la . Utilice los controles de electronegatividad para determinar cómo será el dipolo molecular para la molécula doblada inicial si: (a) A y C son muy electronegativos y B está en el medio del rango. (b) A es muy electronegativo, y B y C no lo son. Solución (a) Momento dipolar molecular que apunta inmediatamente entre A y C. (b) Momento dipolar molecular que apunta a lo largo del enlace A-B, hacia A. Compruebe lo aprendido Determine las cargas parciales que darán los mayores dipolos de enlace posibles. Respuesta: Los mayores momentos de enlace se producirán con las mayores cargas parciales. Las dos soluciones anteriores representan el reparto desigual de los electrones en el enlace. Los momentos de enlace se maximizan cuando la diferencia de electronegatividad es mayor. Los controles de A y C deben estar en un extremo, y B en el extremo opuesto. Aunque la magnitud del momento de enlace no cambiará en función de si B es el más electronegativo o el menos, la dirección del momento de enlace sí lo hará. Conceptos clave y resumen La teoría VSEPR predice la disposición tridimensional de los átomos en una molécula. Establece que los electrones de valencia asumirán una geometría de pares de electrones que minimiza las repulsiones entre las áreas de alta densidad de electrones (enlaces o pares solitarios). La estructura molecular, que se refiere solo a la colocación de los átomos en una molécula y no a los electrones, es equivalente a la geometría de pares de electrones solo cuando no hay pares solitarios de electrones alrededor del átomo central. Un momento dipolar mide una separación de carga. Para un enlace, el momento dipolar de enlace está determinado por la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos. En una molécula, el momento dipolar global viene determinado tanto por los momentos de enlace individuales como por la disposición de estos dipolos en la estructura molecular. Las moléculas polares (las que tienen un momento dipolar apreciable) interactúan con los campos eléctricos, mientras que las moléculas no polares no lo hacen. Ejercicios de fin de capítulo de Química Explique por qué la molécula de HOH está doblada, mientras que la de HBeH es lineal. La colocación de los dos conjuntos de electrones no apareados en el agua obliga a los enlaces a adoptar una disposición tetraédrica, y la molécula de HOH resultante está doblada. La molécula HBeH (en la que el Be solo tiene dos electrones para enlazar con los dos electrones de los hidrógenos) debe tener los pares de electrones lo más alejados posible entre sí y, por tanto, es lineal. ¿Qué característica de una estructura de Lewis puede utilizarse para saber si la geometría de pares de electrones de una molécula (o ion) y la estructura molecular serán idénticas? Explique la diferencia entre la geometría de pares de electrones y la estructura molecular. Hay que dejar espacio para cada par de electrones, tanto si están en un enlace como si están presentes como pares solitarios. La geometría de pares de electrones considera la colocación de todos los electrones. La estructura molecular solo tiene en cuenta la geometría del par de enlaces. ¿Por qué el ángulo H-N-H del NH 3 es menor que el ángulo de enlace H-C-H del CH 4 ? ¿Por qué el ángulo H-N-H en NH 4 + es idéntico al ángulo de enlace H-C-H en el CH 4 ? Explique cómo una molécula que contiene enlaces polares puede ser no polar. Siempre que los enlaces polares se compensen (por ejemplo, que dos átomos idénticos se encuentren directamente frente al átomo central), la molécula puede ser no polar. Como regla general, las moléculas MX n (donde M representa un átomo central y X representa átomos terminales; n = 2 - 5) son polares si hay uno o más pares solitarios de electrones en M. El NH 3 (M = N, X = H, n = 3) es un ejemplo. Hay dos estructuras moleculares con pares solitarios que son excepciones a esta regla. ¿Qué son? Prediga la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de cada una de las siguientes moléculas o iones: (a) SF 6 (b) PCl 5 (c) BeH 2 (d) CH 3 + (a) Tanto la geometría de los electrones como la estructura molecular son octaédricas. (b) Tanto la geometría de los electrones como la estructura molecular son bipiramidales trigonales. (c) Tanto la geometría de los electrones como la estructura molecular son lineales. (d) Tanto la geometría de los electrones como la estructura molecular son trigonales planas. Identifique la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de cada una de las siguientes moléculas o iones: (a) IF 6 + (b) CF 4 (c) BF 3 (d) SiF 5 – (e) BeCl 2 ¿Cuál es la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de cada una de las siguientes moléculas o iones? (a) ClF 5 (b) ClO 2 – (c) TeCl 4 2− (d) PCl 3 (e) SeF 4 (f) PH 2 – (a) geometría de pares de electrones: octaédrica, estructura molecular: piramidal cuadrada; (b) geometría de pares de electrones: tetraédrica, estructura molecular: doblada; (c) geometría de pares de electrones: octaédrica, estructura molecular: cuadrada plana; (d) geometría de pares de electrones: tetraédrica, estructura molecular: trigonal piramidal; (e) geometría de pares de electrones: bipiramidal trigonal, estructura molecular: balancín; (f) geometría de pares de electrones: tetraédrica, estructura molecular: doblada (109°). Prediga la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de cada uno de los siguientes iones: (a) H 3 O + (b) PCl 4 – (c) SnCl 3 + (d) BrCl 4 – (e) ICl 3 (f) XeF 4 (g) SF 2 Identifique la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de cada una de las siguientes moléculas: (a) ClNO (N es el átomo central) (b) CS 2 (c) Cl 2 CO (el C es el átomo central) (d) Cl 2 SO (S es el átomo central) (e) SO 2 F 2 (el S es el átomo central) (f) XeO 2 F 2 (el Xe es el átomo central) (g) ClOF 2 + (Cl es el átomo central) (a) geometría de pares de electrones: trigonal plana, estructura molecular: doblada (120°); (b) geometría de pares de electrones: lineal, estructura molecular: lineal; (c) geometría de pares de electrones: trigonal plana, estructura molecular: trigonal plana; (d) geometría de pares de electrones: tetraédrica, estructura molecular: trigonal piramidal; (e) geometría de pares de electrones: tetraédrica, estructura molecular: tetraédrica; (f) geometría de pares de electrones: trigonal bipiramidal, estructura molecular: balancín; (g) geometría de pares de electrones: tetraédrica, estructura molecular: trigonal piramidal. Prediga la geometría de pares de electrones y la estructura molecular de cada uno de los siguientes: (a) IOF 5 (I es el átomo central) (b) POCl 3 (P es el átomo central) (c) Cl 2 SeO (el Se es el átomo central) (d) ClSO + (S es el átomo central) (e) F 2 SO (S es el átomo central) (f) NO 2 – (g) SiO 4 4− ¿Cuáles de las siguientes moléculas e iones contienen enlaces polares? ¿Cuáles de estas moléculas e iones tienen momentos dipolares? (a) ClF 5 (b) ClO 2 – (c) TeCl 4 2− (d) PCl 3 (e) SeF 4 (f) PH 2 – (g) XeF 2 Todas estas moléculas e iones contienen enlaces polares. Solo el ClF 5 , ClO 2 – , el PCl 3 , el SeF 4 , y el PH 2 – tienen momentos dipolares. ¿Cuáles de estas moléculas e iones contienen enlaces polares? ¿Cuáles de estas moléculas e iones tienen momentos dipolares? (a) H 3 O + (b) PCl 4 – (c) SnCl 3 – (d) BrCl 4 – (e) ICl 3 (f) XeF 4 (g) SF 2 ¿Cuáles de las siguientes moléculas tienen momentos dipolares? (a) CS 2 (b) SeS 2 (c) CCl 2 F 2 (d) PCl 3 (P es el átomo central) (e) ClNO (N es el átomo central) El SeS 2 , el CCl 2 F 2 , el PCl 3 y el ClNO tienen momentos dipolares. Identifique las moléculas con momento dipolar: (a) SF 4 (b) CF 4 (c) Cl 2 CCBr 2 (d) CH 3 Cl (e) H 2 CO La molécula XF 3 tiene un momento dipolar. ¿Es X boro o fósforo? P La molécula XCl 2 tiene un momento dipolar. ¿Es X berilio o azufre? ¿La molécula de Cl 2 BBCl 2 es polar o no polar? no polar Hay tres estructuras posibles para el PCl 2 F 3 con el fósforo como átomo central. Dibújelos y analice cómo las mediciones de los momentos dipolares podrían ayudar a distinguirlos. Describa la estructura molecular en torno al átomo o átomos indicados: (a) el átomo de azufre del ácido sulfúrico, H 2 SO 4 [(HO) 2 SO 2 ] (b) el átomo de cloro del ácido clórico, HClO 3 [HOClO 2 ] (c) el átomo de oxígeno del peróxido de hidrógeno, HOOH (d) el átomo de nitrógeno del ácido nítrico, HNO 3 [HONO 2 ] (e) el átomo de oxígeno del grupo OH del ácido nítrico, HNO 3 [HONO 2 ] (f) el átomo de oxígeno central de la molécula de ozono, O 3 (g) cada uno de los átomos de carbono del propino, CH 3 CCH (h) el átomo de carbono del freón, CCCl 2 F 2 (i) cada uno de los átomos de carbono del aleno, H 2 CCCH 2 (a) tetraédrica; (b) trigonal piramidal; (c) doblada (109°); (d) trigonal plana; (e) doblada (109°); (f) doblada (109°); (g) C H 3 CCH tetraédrica, CH 3 CC H lineal; (h) tetraédrica; (i) H 2 C C CH 2 lineal; H 2 C C C H 2 trigonal plana Dibuje las estructuras de Lewis y prediga la forma de cada compuesto o ion: (a) CO 2 (b) NO 2 – (c) SO 3 (d) SO 3 2− Una molécula con la fórmula AB 2 , en la que A y B representan átomos diferentes, podría tener una de tres formas diferentes. Dibuje y nombre las tres formas diferentes que podría tener esta molécula. Dé un ejemplo de molécula o ion para cada forma. Una molécula con la fórmula AB 3 , en la que A y B representan átomos diferentes, podría tener una de tres formas diferentes. Dibuje y nombre las tres formas diferentes que podría tener esta molécula. Dé un ejemplo de molécula o ion que tenga cada forma. Dibuje las estructuras de puntos de electrones de Lewis para estas moléculas, incluyendo las estructuras de resonancia cuando corresponda: (a) CS 3 2− (b) CS 2 (c) CS d) prediga las formas moleculares de CS 3 2− y CS 2 y explique cómo ha hecho esa predicción. (a) (b) (c) (d) CS 3 2− incluye tres regiones de densidad de electrones (todos son enlaces sin pares solitarios); la forma es trigonal plana; CS 2 tiene solo dos regiones de densidad de electrones (todos los enlaces sin pares solitarios); la forma es lineal. ¿Cuál es la estructura molecular de la forma estable del FNO 2 ? (N es el átomo central) Un compuesto con una masa molar de unos 42 g/mol contiene un 85,7 % de carbono y un 14,3 % de hidrógeno. ¿Cuál es su estructura molecular? La estructura de Lewis está formada por tres unidades, pero los átomos deben ser reordenados: Utilice la simulación para realizar los siguientes ejercicios para una molécula de dos átomos: (a) Ajuste el valor de electronegatividad para que el dipolo de enlace apunte hacia B. Luego determine cuáles deben ser los valores de electronegatividad para cambiar el dipolo de modo que apunte hacia A. (b) Con una carga positiva parcial en A, encienda el campo eléctrico y describa lo que ocurre. (c) Con una pequeña carga parcial negativa en A, encienda el campo eléctrico y describa lo que ocurre. (d) Reinicie todo, y luego con una gran carga parcial negativa en A, encienda el campo eléctrico y describa lo que sucede. Utilice la simulación para realizar los siguientes ejercicios en una molécula real. Es posible que tenga que girar las moléculas en tres dimensiones para ver ciertos dipolos. (a) Haga un esquema de los dipolos de enlace y de los dipolos moleculares (si los hay) del O 3. Explique sus observaciones. (b) Observe los dipolos de enlace del NH 3 . Utilice estos dipolos para predecir si el N o el H es más electronegativo. (c) Prediga si debe haber un dipolo molecular para el NH 3 y, en caso afirmativo, en qué dirección apuntará. Compruebe el cuadro de dipolos moleculares para comprobar su hipótesis. El dipolo molecular apunta lejos de los átomos de hidrógeno. Utilice el Simulador de forma de molécula para construir una molécula. Empezando por el átomo central, haga clic en el doble enlace para añadir un doble enlace. A continuación, añada un enlace simple y un par solitario. Gire la molécula para observar la geometría completa. Nombre la geometría del grupo de electrones y la estructura molecular y prediga el ángulo de enlace. A continuación, haga clic en las casillas de verificación situadas en la parte inferior y derecha del simulador para comprobar sus respuestas. Utilice el Simulador de forma de molécula para explorar moléculas reales. En la pestaña "Real Molecules" (moléculas reales), seleccione H 2 O. Cambie entre los modos "real" (real) y "model" (modelo). Explique la diferencia observada. Las estructuras son muy similares. En el modo de modelo, cada grupo de electrones ocupa la misma cantidad de espacio, por lo que el ángulo de enlace se muestra como 109,5°. En el modo "real", los pares solitarios son mayores, lo que hace que los hidrógenos se compriman. Esto conduce a un ángulo menor de 104,5°. Utilice el Simulador de forma de molécula para explorar moléculas reales. En la pestaña "Real Molecules", seleccione el modo "modelo" y S 2 O. ¿Cuál es el ángulo de enlace del modelo? Explique si el ángulo de enlace "real" debe ser mayor o menor que el ángulo del modelo ideal. posición axial lugar en una geometría bipiramidal trigonal en la que hay otro átomo en un ángulo de 180° y las posiciones ecuatoriales están en un ángulo de 90°. ángulo de enlace ángulo entre dos enlaces covalentes cualesquiera que comparten un átomo común. longitud de enlace (también, distancia de enlace) distancia entre los núcleos de dos átomos enlazados. momento dipolar de enlace separación de carga en un enlace que depende de la diferencia de electronegatividad y de la longitud de enlace representada por cargas parciales o por un vector. momento dipolar propiedad de una molécula que describe la separación de la carga determinada por la suma de los momentos de enlace individuales con base en la estructura molecular. geometría de pares de electrones disposición alrededor de un átomo central de todas las regiones de densidad electrónica (enlaces, pares solitarios o electrones no apareados). posición ecuatorial una de las tres posiciones de una geometría bipiramidal trigonal con ángulos de 120° entre ellas; las posiciones axiales están situadas en un ángulo de 90°. lineal forma en la que dos grupos exteriores se colocan en lados opuestos de un átomo central. estructura molecular estructura que incluye solo la colocación de los átomos en la molécula. octaédrica forma en la que seis grupos exteriores se colocan alrededor de un átomo central de manera que se genera una forma tridimensional con cuatro grupos formando un cuadrado y los otros dos formando el vértice de dos pirámides, una por encima y otra por debajo del plano cuadrado. molécula polar (también, dipolo) molécula con un momento dipolar global. tetraédrica forma en la que cuatro grupos exteriores se colocan alrededor de un átomo central de manera que se genera una forma tridimensional con cuatro esquinas y ángulos de 109,5° entre cada par y el átomo central. bipiramidal trigonal forma en la que cinco grupos exteriores se colocan alrededor de un átomo central de manera que tres forman un triángulo plano con ángulos de 120° entre cada par y el átomo central, y los otros dos forman el vértice de dos pirámides, una por encima y otra por debajo del plano triangular. trigonal plana forma en la que tres grupos exteriores se colocan en un triángulo plano alrededor de un átomo central con ángulos de 120° entre cada par y el átomo central. teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (VSEPR) teoría utilizada para predecir los ángulos de enlace en una molécula con base en el posicionamiento de las regiones de alta densidad de electrones lo más separadas posible para minimizar la repulsión electrostática. vector cantidad que tiene magnitud y dirección.

Ciencia


Introducción Las moléculas de oxígeno se orientan al azar la mayor parte del tiempo, como se muestra en la vista superior ampliada. Sin embargo, cuando vertemos oxígeno líquido a través de un imán, las moléculas se alinean con el campo magnético y la atracción les permite permanecer suspendidas entre los polos del imán, donde el campo magnético es más fuerte. Otras moléculas diatómicas (como el N 2 ) pasan por delante del imán. La explicación detallada del enlace descrito en este capítulo nos permite entender este fenómeno (créditos: modificación del trabajo del Jefferson Lab). Hemos examinado las ideas básicas del enlace, mostrando que los átomos comparten electrones para formar moléculas con estructuras de Lewis estables y que podemos predecir las formas de esas moléculas mediante la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (VSEPR). Estas ideas proporcionan un importante punto de partida para entender el enlace químico. Pero estos modelos a veces se quedan cortos en su capacidad para predecir el comportamiento de las sustancias reales. ¿Cómo podemos conciliar las geometrías de los orbitales atómicos s, p, y d con las formas moleculares que muestran ángulos como 120° y 109,5°? Además, sabemos que los electrones y el comportamiento magnético están relacionados a través de los campos electromagnéticos. Tanto el N 2 como el O 2 tienen estructuras Lewis bastante similares que contienen pares solitarios de electrones. Sin embargo, el oxígeno muestra un comportamiento magnético muy diferente al del nitrógeno. Podemos verter nitrógeno líquido a través de un campo magnético sin que se produzcan interacciones visibles, mientras que el oxígeno líquido (mostrado en la ) es atraído por el imán y flota en el campo magnético. Necesitamos entender los conceptos adicionales de la teoría del enlace de valencia, la hibridación de orbitales y la teoría de orbitales moleculares para comprender estas observaciones.

Ciencia


Teoría de enlace de valencia Como sabemos, una teoría científica es una explicación firmemente respaldada de las leyes naturales observadas o de grandes conjuntos de datos experimentales. Para ser aceptada, una teoría debe explicar los datos experimentales y ser capaz de predecir comportamientos. Por ejemplo, la teoría VSEPR ha sido ampliamente aceptada porque predice formas moleculares tridimensionales coherentes con los datos experimentales recopilados de miles de moléculas diferentes. Sin embargo, la teoría VSEPR no proporciona una explicación del enlace químico. Superposición de los orbitales atómicos Existen teorías exitosas que describen la estructura electrónica de los átomos. Podemos utilizar la mecánica cuántica para predecir las regiones específicas alrededor de un átomo donde es probable que se encuentren los electrones: Una forma esférica para un orbital s , una forma de campana para un orbital p , etc. Sin embargo, estas predicciones solo describen los orbitales alrededor de los átomos libres. Cuando los átomos se unen para formar moléculas, los orbitales atómicos no son suficientes para describir las regiones donde se ubicarán los electrones en la molécula. Una comprensión más completa de las distribuciones de electrones requiere un modelo que pueda dar cuenta de la estructura electrónica de las moléculas. Una teoría popular sostiene que un enlace covalente se forma cuando un par de electrones es compartido por dos átomos y es atraído simultáneamente por los núcleos de ambos átomos. En las siguientes secciones, analizaremos cómo se describen dichos enlaces mediante la teoría del enlace de valencia y la hibridación. La teoría del enlace de valencia describe un enlace covalente como la superposición de orbitales atómicos medio llenos (cada uno de los cuales contiene un solo electrón) que generan un par de electrones compartidos entre los dos átomos enlazados. Decimos que los orbitales de dos átomos diferentes se superponen cuando una porción de un orbital y una porción de un segundo orbital ocupan la misma región del espacio. Según la teoría del enlace de valencia, un enlace covalente se produce cuando se cumplen dos condiciones: (1) un orbital de un átomo se superpone con un orbital de un segundo átomo y (2) los electrones individuales de cada orbital se combinan para formar un par de electrones. La atracción mutua entre este par de electrones cargados negativamente y los núcleos cargados positivamente de los dos átomos sirve para unir físicamente los dos átomos mediante una fuerza que definimos como enlace covalente. La fuerza de un enlace covalente depende del grado de superposición de los orbitales implicados. Los orbitales que se superponen mucho forman enlaces más fuertes que los que se superponen menos. La energía del sistema depende del grado de superposición de los orbitales. La ilustra cómo cambia la suma de las energías de dos átomos de hidrógeno (la curva coloreada) a medida que se acercan. Cuando los átomos están muy separados no hay superposición, y por convención fijamos la suma de las energías en cero. A medida que los átomos se mueven juntos, sus orbitales comienzan a superponerse. Cada electrón comienza a sentir la atracción del núcleo del otro átomo. Además, los electrones comienzan a repelerse entre sí, al igual que los núcleos. Aunque los átomos siguen estando muy separados, las atracciones son ligeramente más fuertes que las repulsiones y la energía del sistema disminuye (se empieza a formar un vínculo). A medida que los átomos se acercan, la superposición aumenta, por lo que la atracción de los núcleos por los electrones sigue aumentando (al igual que las repulsiones entre los electrones y entre los núcleos). A cierta distancia específica entre los átomos, que varía en función de los átomos involucrados, la energía alcanza su valor más bajo (más estable). Esta distancia óptima entre los dos núcleos enlazados es la longitud de enlace entre los dos átomos. El enlace es estable porque en este punto, las fuerzas de atracción y repulsión se combinan para crear la configuración de menor energía posible. Si la distancia entre los núcleos disminuyera aún más, las repulsiones entre los núcleos y las repulsiones al estar los electrones confinados más cerca unos de otros serían más fuertes que las fuerzas de atracción. La energía del sistema aumentaría entonces (haciendo que el sistema se desestabilice), como se muestra en el extremo izquierdo de la . (a) La interacción de dos átomos de hidrógeno cambia en función de la distancia. (b) La energía del sistema cambia cuando los átomos interactúan. La energía más baja (más estable) se produce a una distancia de 74 pm, que es la longitud de enlace observada para la molécula de H 2 . Además de la distancia entre dos orbitales, la orientación de los orbitales también afecta a su superposición (salvo en el caso de dos orbitales s , que son esféricamente simétricos). Es posible una mayor superposición cuando los orbitales están orientados de tal manera que se superponen en una línea directa entre los dos núcleos. La ilustra esto en dos orbitales p de diferentes átomos; la superposición es mayor cuando los orbitales se superponen de extremo a extremo en lugar de en ángulo. (a) La superposición de dos orbitales p es mayor cuando estos van de extremo a extremo. (b) Cualquier otra disposición da lugar a una menor superposición. Los puntos indican la ubicación de los núcleos. La superposición de dos orbitales s (como en el H 2 ), la superposición de un orbital s y un orbital p (como en el HCl) y la superposición de extremo a extremo de dos orbitales p (como en el Cl 2 ) producen enlaces sigma (enlaces σ) , como se muestra en la . Un enlace σ es un enlace covalente en el que la densidad electrónica se concentra en la región a lo largo del eje internuclear; es decir, una línea entre los núcleos pasaría por el centro de la región de superposición. Los enlaces simples en las estructuras de Lewis se describen como enlaces σ en la teoría del enlace de valencia. Los enlaces sigma (σ) se forman a partir de la superposición de: (a) dos orbitales s , (b) un orbital s y un orbital p y (c) dos orbitales p . Los puntos indican la ubicación de los núcleos. Un enlace pi (enlace π) es un tipo de enlace covalente que resulta de la superposición lado a lado de dos orbitales p , como se muestra en la . En un enlace π, las regiones de superposición orbital se encuentran en lados opuestos del eje internuclear. A lo largo del propio eje, hay un nodo , es decir, un plano sin probabilidad de encontrar un electrón. Los enlaces Pi (π) se forman a partir de la superposición lateral de dos orbitales p . Los puntos indican la ubicación de los núcleos. Mientras que todos los enlaces simples son enlaces σ, los enlaces múltiples están formados por enlaces σ y π. Como sugieren las estructuras de Lewis de abajo, el O 2 contiene un doble enlace y el N 2 un triple enlace. El doble enlace está formado por un enlace σ y un enlace π, y el triple enlace está formado por un enlace σ y dos enlaces π. Entre dos átomos cualesquiera, el primer enlace formado será siempre un enlace σ, pero solo puede haber un enlace σ en cualquier ubicación. En todo enlace múltiple, habrá un enlace σ, y los restantes uno o dos enlaces serán enlaces π. Estos enlaces se describen con más detalle más adelante en este capítulo. Conteo de los enlaces σ y π El butadieno, C 4 H 6 , se utiliza para fabricar caucho sintético. Identifique el número de enlaces σ y π que contiene esta molécula. Solución Hay seis enlaces σ C-H y un enlace σ C-C, para un total de siete de los enlaces simples. Hay dos dobles enlaces que tienen cada uno un enlace π además del enlace σ. Esto da un total de nueve enlaces σ y dos π en total. Compruebe sus conocimientos Identifique cada ilustración como representación de un enlace σ o π: (a) superposición lateral de un orbital 4 p y uno 2 p (b) superposición de extremo a extremo de un orbital 4 p y 4 p (c) superposición de extremo a extremo de un orbital 4 p y uno 2 p Respuesta: (a) es un enlace π con un nodo a lo largo del eje que conecta los núcleos mientras que (b) y (c) son enlaces σ que se superponen a lo largo del eje. Momentos dipolares y carácter iónico Ya que hemos visto la importancia de comprender la conexión entre la ubicación de los electrones en los átomos y las propiedades de los elementos, podemos ampliar nuestra comprensión de la conexión entre los átomos. Será una introducción a los aspectos más avanzados del enlace químico, que es el corazón mismo de la química. Con la única excepción de los gases nobles, los átomos por sí mismos no poseen la configuración electrónica más estable posible. Ahí es donde entra en juego el concepto de enlace químico: los átomos pueden alcanzar una configuración estable intercambiando electrones con otro átomo, lo que da lugar a la formación de iones. Los iones, a su vez, pueden asociarse por carga -simple atracción culombiana- dando lugar a la formación de compuestos que llamamos iónicos. Primero veremos la naturaleza iónica de los enlaces, desde el punto de vista de la simple atracción positiva-negativa. Igual de importante es que algunos átomos se unen compartiendo, en lugar de intercambiando, electrones; el intercambio de electrones da lugar al enlace covalente. Para añadir una dimensión más, algunas especies químicas no son ni completamente iónicas ni completamente covalentes; estas especies poseen un dipolo permanente y se clasifican como polares. En su curso de introducción a la física, probablemente analizará el concepto de las interacciones culombianas con mucho más detalle del que haremos aquí. Nos interesan sobre todo las diferencias de propiedades entre las especies que surgen de su naturaleza covalente, iónica o polar relativa, no un modelo riguroso de ellas. Se trata de la conexión entre la energía potencial y la fuerza y la separación relativa (o la ausencia de separación) entre las cargas. Comenzamos definiendo la fuerza eléctrica o de Coulomb como el producto de las cargas dividido entre el cuadrado de la distancia entre dichas cargas: F = Q 1 Q 2 d 2 En este caso, se considera que Q es la constante fundamental de la carga del electrón: un electrón tiene una carga de 1,60218 × 10 -19 C . (Trabajaremos exclusivamente en el sistema SI, por lo que las distancias se medirán en metros (m)). Y como recordará, la energía es la fuerza por la distancia, así que E = Q 1 Q 2 d Para ilustrar la tendencia de la fuerza de atracción, consideraremos primero la fuerza de atracción entre dos iones de carga simple separados por una distancia de 2 d : F = ( 1 ) ( -1 ) ( 2 d ) 2 = – 1 4 d 2 Y así, la fuerza de atracción entre dos iones de doble carga separados por una distancia d : F = ( 2 ) ( -2 ) ( d ) 2 = – 4 d 2 La fuerza de atracción aumenta con la carga y disminuye al aumentar la distancia. Si toda la materia estuviera compuesta por iones, ese sería el fin de la historia, pero es evidente que no es así. Hay moléculas en las que la carga -positiva o negativa- se concentra permanentemente más en un átomo que en el otro. Note que decimos átomo, porque estos compuestos no están formados por iones, sino por átomos que comparten electrones a través de enlaces covalentes. Momentos dipolares de enlace El concepto de momento dipolar de enlace nos permite examinar la separación parcial de carga entre los átomos. Se trata de un modelo sencillo cuando se aplica a moléculas diatómicas, que será más que suficiente para nuestros propósitos. El momento dipolar de un enlace se define como la carga por la distancia -la carga, una vez más, se mide en múltiplos de la carga de un electrón, o culombios-. La distancia será siempre en metros. Como estamos considerando cargas y distancias muy pequeñas, y lo que nos interesa es la separación relativa de la carga y no el valor real de la misma, introduciremos una nueva unidad llamada Debye, que recibe el nombre del físico químico Peter Debye: 1 Debye (D) = 3,336 × 10 -30 C-m μ = Q × d La utilidad de la unidad de Debye se mostrará con un ejemplo: Para el HCl, se sabe que el momento dipolar de enlace es de 1,08 D Para el HI, se sabe que el momento dipolar de enlace es de 0,44 D Comparando los dos, podemos ver que el HI es menos polar que el HCl, que es lo que esperaríamos según los valores de electronegatividad. Ahora hemos hecho una transición entre el concepto de un compuesto iónico y uno parcialmente iónico. Por supuesto, el compuesto parcialmente iónico debe ser también, por definición, parcialmente covalente. Carácter iónico parcial El concepto de momento dipolar de enlace ayuda a unir los conceptos de enlace iónico y covalente. Como la separación de cargas es menos completa que en un enlace iónico, podemos decir que los enlaces polares son parcialmente iónicos. A diferencia del cloruro de sodio, el cloruro de hidrógeno presenta cargas parciales (indicadas con una notación delta) en el hidrógeno y el cloro. Como es de esperar por los valores de electronegatividad, el hidrógeno tiene una carga parcial positiva, mientras que el cloro tiene una carga parcial negativa. ¿De dónde provienen estas cargas? Es fácil obtener las cargas parciales comparando los momentos dipolares reales (que pueden obtenerse experimentalmente, mediante espectroscopia) con el dipolo esperado en el caso límite (es decir, si consideráramos la molécula iónica). El momento dipolar real es de 1,03 D. Encontrar el carácter iónico parcial ¿Cuáles son las cargas parciales de una molécula de HCl, cuya longitud de enlace es de 0,127 nm? Solución El momento dipolar de enlace es ( 1,60218 × 10 -19 C ) ( 0,127 × 10 -9 m ) o 2,03 × 10 -29 C-m . Convertido a D, esto es ( 2,03 × 10 -29 C-m ) ( 1 Debye 3,336 × 10 -30 C-m ) o 6,09 D. Si el HCl fuera completamente iónico, este sería su momento dipolar molecular. Para obtener el carácter iónico parcial, dividimos el momento de enlace medido experimentalmente por este valor límite % de Carácter iónico = µ exp µ lim × 100 % = ( 1,03 D ( 6,09 D ) × 100 % = 17 % . Esto significa que el enlace es aproximadamente un 17 % iónico - o, dicho de otro modo, la carga positiva del H es +0,17 y la carga negativa parcial del cloro, -0,17. Compruebe lo aprendido Repita el cálculo para HI, que tiene un momento dipolar de 0,42 D y una longitud de enlace de 0,161 nm. Respuesta: Se calcula 7,73, porcentaje 5,43 ¿Qué sugiere el resultado sobre la polaridad relativa del enlace HI frente a la del enlace HCl? ¿Se concilia el dipolo calculado y el carácter iónico porcentual con la diferencia de electronegatividad entre el Cl y el I? La configuración de los electrones de un átomo o un ion es clave para entender el comportamiento químico de un elemento. Los átomos que componen el elemento se combinan de diversas formas, que van desde la mayoritariamente iónica (NaCl) a la parcialmente iónica (HCl) hasta lo que llamaremos puramente covalente. En el nivel más fundamental, todos los enlaces químicos implican electrones, y un porcentaje significativo de las propiedades químicas y físicas puede explicarse considerando la ubicación y la separación de la carga en una especie. Al entender la estructura de la materia a nivel atómico, podemos empezar a comprender el comportamiento de la materia tanto a nivel microscópico como macroscópico. La comprensión de los dipolos y del carácter iónico parcial es fundamental para entender las interacciones entre las partículas, que examinaremos en el capítulo sobre líquidos y sólidos. Estas fuerzas intermoleculares adquieren importancia en los estados líquido y sólido de la materia. Conceptos clave y resumen La teoría del enlace de valencia describe el enlace como consecuencia de la superposición de dos orbitales atómicos separados en átomos diferentes que crea una región con un par de electrones compartidos entre los dos átomos. Cuando los orbitales se superponen a lo largo de un eje que contiene los núcleos, forman un enlace σ. Cuando se superponen de manera que se crea un nodo a lo largo de este eje, forman un enlace π. Los momentos dipolares pueden utilizarse para determinar las separaciones parciales de las cargas entre los átomos. Ejercicios de fin de capítulo de Química Explique en qué se parecen y en qué se diferencian los enlaces σ y π. Similitudes: Ambos tipos de enlaces son el resultado de la superposición de orbitales atómicos en átomos adyacentes y contienen un máximo de dos electrones. Diferencias: los enlaces σ son más fuertes y resultan de la superposición de extremo a extremo y todos los enlaces simples son enlaces σ; los enlaces π entre los mismos dos átomos son más débiles porque resultan de la superposición de lado a lado, y los enlaces múltiples contienen uno o más enlaces π (además de un enlace σ). Utilice la teoría del enlace de valencia para explicar el enlace en F 2 , HF y ClBr. Dibuje la superposición de los orbitales atómicos implicados en los enlaces. Utilice la teoría del enlace de valencia para explicar el enlace en el O 2 . Haga un esquema de la superposición de los orbitales atómicos implicados en los enlaces del O 2 . Enlace: Un enlace σ y un enlace π. Los orbitales s están llenos y no se superponen. Los orbitales p se superponen a lo largo del eje para formar un enlace σ y de lado a lado para formar el enlace π ¿Cuántos enlaces σ y π hay en la molécula HCN? Un amigo le dice que el N 2 tiene tres enlaces π debido al superposición de los tres orbitales p de cada átomo de N. ¿Está de acuerdo? No, dos de los orbitales p (uno en cada N) estarán orientados extremo a extremo y formarán un enlace σ. Dibuje las estructuras de Lewis del CO 2 y el CO, y prediga el número de enlaces σ y π de cada molécula. (a) CO 2 (b) CO superposición coexistencia de orbitales de dos átomos diferentes que comparten la misma región del espacio, lo que ocasiona la formación de un enlace covalente. nodo plano que separa los diferentes lóbulos de los orbitales, donde la probabilidad de encontrar un electrón es cero. enlace pi (enlace π) enlace covalente formado por la superposición lateral de los orbitales atómicos; la densidad electrónica se encuentra en lados opuestos del eje internuclear. enlace sigma (enlace σ) enlace covalente formado por la superposición de los orbitales atómicos a lo largo del eje internuclear. teoría del enlace de valencia descripción del enlace que implica la superposición de orbitales atómicos para formar enlaces σ o π, dentro de los cuales se comparten pares de electrones.

Ciencia


Orbitales atómicos híbridos Pensar en términos de orbitales atómicos superpuestos es una forma de explicar cómo se forman los enlaces químicos en las moléculas diatómicas. Sin embargo, necesitamos un modelo más detallado para entender cómo las moléculas con más de dos átomos forman enlaces estables. Por ejemplo, consideremos la molécula de agua, en la que tenemos un átomo de oxígeno que se une a dos átomos de hidrógeno. El oxígeno tiene la configuración electrónica 1 s 2 2 s 2 2 p 4 , con dos electrones no apareados (uno en cada uno de los dos orbitales 2 p ). La teoría de enlace de valencia predeciría que los dos enlaces O-H se forman a partir de la superposición de estos dos orbitales 2 p con los orbitales 1 s de los átomos de hidrógeno. Si ese fuera el caso, el ángulo de enlace sería de 90°, como se muestra en la , porque los orbitales p son perpendiculares entre sí. Las pruebas experimentales demuestran que el ángulo de enlace es de 104,5°, no de 90°. La predicción del modelo de la teoría del enlace de valencia no coincide con las observaciones del mundo real de una molécula de agua; se necesita un modelo diferente. La superposición hipotética de dos de los orbitales 2 p de un átomo de oxígeno (rojo) con los orbitales 1 s de dos átomos de hidrógeno (azules) produciría un ángulo de enlace de 90°. Esto no coincide con la evidencia experimental. Tenga en cuenta que los orbitales a veces se dibujan en forma de "globo" alargado en lugar de una forma más realista "regordeta" para que la geometría sea más fácil de visualizar. Los cálculos mecánico-cuánticos sugieren por qué los ángulos de enlace observados en el H 2 O difieren de los predichos por la superposición del orbital 1 s de los átomos de hidrógeno con los orbitales 2 p del átomo de oxígeno. La expresión matemática conocida como función de onda, ψ , contiene información sobre cada orbital y las propiedades ondulatorias de los electrones en un átomo aislado. Cuando los átomos se unen en una molécula, las funciones de onda se combinan para producir nuevas descripciones matemáticas que tienen formas diferentes. Este proceso de combinación de las funciones de onda de los orbitales atómicos se denomina hibridación y se realiza matemáticamente mediante la combinación lineal de orbitales atómicos , CLOA (una técnica que volveremos a encontrar más adelante). Los nuevos orbitales resultantes se denominan orbitales híbridos . Los orbitales de valencia en un átomo de oxígeno aislado son un orbital 2 s y tres orbitales 2 p . Los orbitales de valencia de un átomo de oxígeno en una molécula de agua son diferentes; consisten en cuatro orbitales híbridos equivalentes que apuntan aproximadamente hacia las esquinas de un tetraedro ( ). En consecuencia, la superposición de los orbitales O y H debería dar lugar a un ángulo de enlace tetraédrico (109,5°). El ángulo observado de 104,5° es una prueba experimental para la que los cálculos mecánico-cuánticos ofrecen una explicación útil: La teoría de enlace de valencia debe incluir un componente de hibridación para ofrecer predicciones precisas. (a) Una molécula de agua tiene cuatro regiones de densidad electrónica, por lo que la teoría VSEPR predice una disposición tetraédrica de orbitales híbridos. (b) Dos de los orbitales híbridos del oxígeno contienen pares solitarios, y los otros dos se superponen con los orbitales 1 s de los átomos de hidrógeno para formar los enlaces O-H en el H 2 O. Esta descripción es más coherente con la estructura experimental. Las siguientes ideas son importantes para entender la hibridación: Los orbitales híbridos no existen en los átomos aislados. Solo se forman en los átomos con enlaces covalentes. Los orbitales híbridos tienen formas y orientaciones muy diferentes a las de los orbitales atómicos de los átomos aislados. La combinación de orbitales atómicos produce un conjunto de orbitales híbridos. El número de orbitales híbridos en un conjunto es igual al número de orbitales atómicos que se combinaron para producir el conjunto. Todos los orbitales de un conjunto de orbitales híbridos son equivalentes en forma y energía. El tipo de orbitales híbridos que se forman en un átomo enlazado depende de su geometría de pares de electrones, tal y como predice la teoría VSEPR. Los orbitales híbridos se superponen para formar enlaces σ. Los orbitales no hibridados se superponen para formar enlaces π. En las siguientes secciones, discutiremos los tipos comunes de orbitales híbridos. sp Hibridación El átomo de berilio de una molécula gaseosa de BeCl 2 es un ejemplo de átomo central sin pares solitarios de electrones en una disposición lineal de tres átomos. Hay dos regiones de densidad electrónica de valencia en la molécula de BeCl 2 que corresponden a los dos enlaces covalentes Be-Cl. Para acomodar estos dos dominios de electrones, dos de los cuatro orbitales de valencia del átomo de Be se mezclarán para dar lugar a dos orbitales híbridos. Este proceso de hibridación implica la mezcla del orbital de valencia s con uno de los orbitales de valencia p para dar lugar a dos orbitales híbridos sp equivalentes que se orientan en una geometría lineal ( ). En esta figura, el conjunto de orbitales sp parece tener una forma similar a la del orbital p original, pero hay una diferencia importante. El número de orbitales atómicos combinados siempre es igual al número de orbitales híbridos formados. El orbital p es un orbital que puede contener hasta dos electrones. El conjunto sp son dos orbitales equivalentes que apuntan a 180° el uno del otro. Los dos electrones que estaban originalmente en el orbital s se distribuyen ahora en los dos orbitales sp , que están medio llenos. En el BeCl 2 gaseoso, estos orbitales híbridos medio llenos se superpondrán con los orbitales de los átomos de cloro para formar dos enlaces σ idénticos. La hibridación de un orbital s (azul) y un orbital p (rojo) del mismo átomo produce dos orbitales híbridos sp (amarillo). Cada orbital híbrido está orientado principalmente en una sola dirección. Observe que cada orbital sp contiene un lóbulo que es significativamente mayor que el otro. El conjunto de dos orbitales sp están orientados a 180°, lo que es coherente con la geometría para dos dominios. Ilustramos las diferencias electrónicas en un átomo de Be aislado y en el átomo de Be enlazado en el diagrama de niveles de energía orbital en la . Estos diagramas representan cada orbital mediante una línea horizontal (que indica su energía) y cada electrón mediante una flecha. La energía aumenta hacia la parte superior del diagrama. Utilizamos una flecha hacia arriba para indicar un electrón en un orbital y dos flechas (hacia arriba y hacia abajo) para indicar dos electrones de espín opuesto. Este diagrama de nivel de energía orbital muestra los orbitales hibridados sp del Be en la molécula lineal de BeCl 2 . Cada uno de los dos orbitales híbridos sp contiene un electrón y por lo tanto está medio lleno y disponible para el enlace mediante la superposición con un orbital Cl 3 p . Cuando los orbitales atómicos se hibridan, los electrones de valencia ocupan los orbitales recién creados. El átomo de Be tenía dos electrones de valencia, por lo que cada uno de los orbitales sp recibe uno de estos electrones. Cada uno de estos electrones se empareja con el electrón no apareado de un átomo de cloro cuando un orbital híbrido y un orbital de cloro se superponen durante la formación de los enlaces Be-Cl. Cualquier átomo central rodeado por solo dos regiones de densidad electrónica de valencia en una molécula mostrará hibridación sp . Otros ejemplos son el átomo de mercurio en la molécula lineal HgCl 2 , el átomo de zinc en Zn(CH 3 ) 2 , que contiene una disposición lineal C-Zn-C, y los átomos de carbono en HCCH y CO 2 . Consulte el sitio web de la Universidad de Wisconsin-Oshkosh para aprender a visualizar los orbitales híbridos en tres dimensiones. hibridación sp 2 Los orbitales de valencia de un átomo central rodeado de tres regiones de densidad electrónica están formados por un conjunto de tres orbitales híbridos sp 2 y un orbital p no hibridado. Esta disposición resulta de la hibridación sp 2 , la mezcla de un orbital s y dos orbitales p para producir tres orbitales híbridos idénticos orientados en una geometría trigonal plana ( ). La hibridación de un orbital s (azul) y dos orbitales p (rojo) produce tres orbitales hibridados sp 2 equivalentes (amarillo) orientados a 120° entre sí. El orbital p restante no hibridado no se muestra aquí, pero se encuentra a lo largo del eje z. Aunque la mecánica cuántica produce los lóbulos orbitales "regordetes", como se representa en la , a veces, para mayor claridad, estos orbitales se dibujan más finos y sin los lóbulos menores, como en la , para no ocultar otras características de una determinada ilustración. Utilizaremos estas representaciones "más finas" siempre que la vista real esté demasiado aglomerada para visualizarla fácilmente. Esta forma alternativa de dibujar los orbitales híbridos trigonales planos sp 2 se utiliza a veces en las figuras más concurridas. La estructura observada de la molécula de borano, BH 3, sugiere una hibridación sp 2 para el boro en este compuesto. La molécula es trigonal plana, y el átomo de boro participa en tres enlaces con átomos de hidrógeno ( ). Podemos ilustrar la comparación de los orbitales y la distribución de los electrones en un átomo de boro aislado y en el átomo enlazado en BH 3 como se muestra en el diagrama de niveles de energía orbital en la . Redistribuimos los tres electrones de valencia del átomo de boro en los tres orbitales híbridos sp 2 , y cada electrón de boro se empareja con un electrón de hidrógeno cuando se forman los enlaces B-H. El BH 3 es una molécula deficiente en electrones con una estructura trigonal plana. En un átomo B aislado, hay un orbital de valencia 2 s y tres 2 p . Cuando el boro se encuentra en una molécula con tres regiones de densidad electrónica, tres de los orbitales se hibridan y crean un conjunto de tres orbitales sp 2 y un orbital 2 p no hibridado. Los tres orbitales híbridos medio llenos se superponen cada uno con un orbital de un átomo de hidrógeno para formar tres enlaces σ en el BH 3 . Cualquier átomo central rodeado por tres regiones de densidad electrónica mostrará hibridación sp 2 . Esto incluye moléculas con un par solitario en el átomo central, como el ClNO ( ), o moléculas con dos enlaces simples y un doble enlace conectado al átomo central, como en el formaldehído, CH 2 O, y el eteno, H 2 CCH 2 . El átomo o átomos centrales de cada una de las estructuras mostradas contienen tres regiones de densidad electrónica y están hibridadas sp 2 . Como sabemos por el análisis de la teoría VSEPR, una región de densidad electrónica contiene todos los electrones que apuntan en una dirección. Un par solitario, un electrón no apareado, un enlace simple o un enlace múltiple contarían cada uno como una región de densidad electrónica. hibridación sp 3 Los orbitales de valencia de un átomo rodeado por una disposición tetraédrica de pares de enlace y pares solitarios consisten en un conjunto de cuatro orbitales híbridos sp 3 . Los híbridos son el resultado de la mezcla de un orbital s y los tres orbitales p que produce cuatro orbitales híbridos sp 3 idénticos ( ). Cada uno de estos orbitales híbridos apunta hacia una esquina diferente del tetraedro. La hibridación de un orbital s (azul) y tres orbitales p (rojo) produce cuatro orbitales sp 3 hibridados equivalentes (amarillo) orientados a 109,5° uno respecto del otro. Una molécula de metano, CH 4 , está formada por un átomo de carbono rodeado por cuatro átomos de hidrógeno en las esquinas de un tetraedro. El átomo de carbono del metano presenta hibridación sp 3 . En la ilustramos los orbitales y la distribución de electrones en un átomo de carbono aislado y en el átomo enlazado en CH 4 . Los cuatro electrones de valencia del átomo de carbono se distribuyen por igual en los orbitales híbridos, y cada electrón del carbono se empareja con un electrón de hidrógeno cuando se forman los enlaces C-H. Los cuatro orbitales atómicos de valencia de un átomo de carbono aislado se hibridan todos cuando el carbono se une en una molécula como el CH 4 con cuatro regiones de densidad electrónica. Esto crea cuatro orbitales hibridados sp 3 equivalentes. La superposición de cada uno de los orbitales híbridos con un orbital de hidrógeno crea un enlace C-H σ. En una molécula de metano, el orbital 1 s de cada uno de los cuatro átomos de hidrógeno se superpone con uno de los cuatro orbitales sp 3 del átomo de carbono para formar un enlace sigma (σ). Esto da lugar a la formación de cuatro enlaces covalentes fuertes y equivalentes entre el átomo de carbono y cada uno de los átomos de hidrógeno para producir la molécula de metano, CH 4 . La estructura del etano, C 2 H 6, es similar a la del metano en el sentido de que cada carbono del etano tiene cuatro átomos vecinos dispuestos en las esquinas de un tetraedro: tres átomos de hidrógeno y uno de carbono ( ). Sin embargo, en el etano un orbital sp 3 de un átomo de carbono se superpone de extremo a extremo con un orbital sp 3 de un segundo átomo de carbono para formar un enlace σ entre los dos átomos de carbono. Cada uno de los orbitales híbridos sp 3 restantes se superpone con un orbital s de un átomo de hidrógeno para formar enlaces σ carbono-hidrógeno. La estructura y el esquema general de los orbitales de enlace del etano se muestran en la . La orientación de los dos grupos CH 3 no es fija entre sí. Las pruebas experimentales demuestran que la rotación alrededor de los enlaces σ se produce fácilmente. (a) En la molécula de etano, C 2 H 6 , cada carbono tiene cuatro orbitales sp 3 . (b) Estos cuatro orbitales se superponen para formar siete enlaces σ. Un orbital híbrido sp 3 también puede albergar un par solitario de electrones. Por ejemplo, el átomo de nitrógeno del amoníaco está rodeado por tres pares de enlaces y un par solitario de electrones dirigidos a las cuatro esquinas de un tetraedro. El átomo de nitrógeno está hibridado sp 3 con un orbital híbrido ocupado por el par solitario. La estructura molecular del agua es consistente con una disposición tetraédrica de dos pares solitarios y dos pares de electrones de enlace. Así, decimos que el átomo de oxígeno está hibridado sp 3 , con dos de los orbitales híbridos ocupados por pares solitarios y dos por pares de enlace. Dado que los pares solitarios ocupan más espacio que los pares de enlace, las estructuras que contienen pares solitarios tienen ángulos de enlace ligeramente distorsionados con respecto al ideal. Los tetraedros perfectos tienen ángulos de 109,5°, pero los ángulos observados en el amoníaco (107,3°) y el agua (104,5°) son ligeramente menores. Otros ejemplos de hibridación sp 3 son el CCl 4 , el PCl 3 y el NCl 3 . Hibridación sp 3 d y sp 3 d 2 Para describir los cinco orbitales de enlace en una disposición bipiramidal trigonal, debemos utilizar cinco de los orbitales atómicos de la capa de valencia (el orbital s , los tres orbitales p y uno de los orbitales d ), lo que da cinco orbitales híbridos sp 3 d . Con una disposición octaédrica de seis orbitales híbridos, debemos utilizar seis orbitales atómicos de la capa de valencia (el orbital s , los tres orbitales p y dos de los orbitales d de su capa de valencia), lo que da seis orbitales híbridos sp 3 d 2 . Estas hibridaciones solo son posibles para los átomos que tienen orbitales d en sus subcapas de valencia (es decir, no los del primer o segundo periodo). En una molécula de pentacloruro de fósforo, PCl 5 , hay cinco enlaces P-Cl (por tanto, cinco pares de electrones de valencia alrededor del átomo de fósforo) dirigidos hacia las esquinas de una bipirámide trigonal. Utilizamos el orbital 3 s , los tres orbitales 3 p y uno de los orbitales 3 d para formar el conjunto de cinco orbitales híbridos sp 3 d ( ) que intervienen en los enlaces P-Cl. Otros átomos que presentan hibridación sp 3 d son el átomo de azufre en SF 4 y los átomos de cloro en ClF 3 y en ClF 4 + . (Los electrones de los átomos de flúor se omiten para mayor claridad). Los tres compuestos representados presentan hibridación sp 3 d en el átomo central y una forma de bipirámide trigonal. SF 4 y ClF 4 + tienen un par solitario de electrones en el átomo central, y el ClF 3 tiene dos pares solitarios que le dan la forma de T que se muestra. (a) Las cinco regiones de densidad electrónica alrededor del fósforo en el PCl 5 requieren cinco orbitales híbridos sp 3 d . (b) Estos orbitales se combinan para formar una estructura bipiramidal trigonal con cada lóbulo grande del orbital híbrido apuntando a un vértice. Como antes, también hay pequeños lóbulos que apuntan en la dirección opuesta para cada orbital (no se muestran para mayor claridad). El átomo de azufre del hexafluoruro de azufre, SF 6 , presenta hibridación sp 3 d 2 . Una molécula de hexafluoruro de azufre tiene seis pares de electrones de enlace que conectan seis átomos de flúor con un único átomo de azufre. No hay pares solitarios de electrones en el átomo central. Para enlazar seis átomos de flúor, el orbital 3 s , los tres orbitales 3 p y dos de los orbitales 3 d forman seis orbitales híbridos sp 3 d 2 equivalentes, cada uno dirigido hacia una esquina diferente de un octaedro. Otros átomos que presentan hibridación sp 3 d 2 son el átomo de fósforo en PCl 6 – , el átomo de yodo en los interhalógenos IF 6 + , IF 5 , ICl 4 – , IF 4 – y el átomo de xenón en XeF 4 (a) El hexafluoruro de azufre, SF 6 , tiene una estructura octaédrica que requiere hibridación sp 3 d 2 . (b) Los seis orbitales sp 3 d 2 forman una estructura octaédrica alrededor del azufre. De nuevo, el lóbulo menor de cada orbital no se muestra para mayor claridad. Asignación de orbitales híbridos a los átomos centrales La hibridación de un átomo se determina en función del número de regiones de densidad electrónica que lo rodean. Las disposiciones geométricas características de los distintos conjuntos de orbitales híbridos se muestran en la . Estas disposiciones son idénticas a las de las geometrías de pares de electrones predichas por la teoría VSEPR. La teoría VSEPR predice las formas de las moléculas, y la teoría de los orbitales híbridos ofrece una explicación de cómo se forman esas formas. Para hallar la hibridación de un átomo central, podemos utilizar las siguientes pautas: Determinar la estructura de Lewis de la molécula. Determinar el número de regiones de densidad electrónica alrededor de un átomo utilizando la teoría VSEPR, en la que los enlaces simples, los enlaces múltiples, los radicales y los pares solitarios cuentan cada uno como una región. Asignar el conjunto de orbitales hibridados de la que corresponde a esta geometría. Las formas de los conjuntos de orbitales hibridados coinciden con las geometrías de los pares de electrones. Por ejemplo, un átomo rodeado por tres regiones de densidad electrónica está hibridado sp 2 , y los tres orbitales sp 2 están dispuestos de forma trigonal plana. Es importante recordar que la hibridación se ideó para racionalizar las geometrías moleculares observadas experimentalmente. El modelo funciona bien para las moléculas que contienen átomos centrales pequeños, en las que los pares de electrones de valencia están cerca en el espacio. Sin embargo, para los átomos centrales más grandes, los pares de electrones de la cáscara de valencia están más lejos del núcleo y hay menos repulsiones. Sus compuestos presentan estructuras que a menudo no son consistentes con la teoría VSEPR, y los orbitales hibridados no son necesarios para explicar los datos observados. Por ejemplo, hemos discutido el ángulo de enlace H-O-H en H 2 O, 104,5°, que es más consistente con los orbitales híbridos sp 3 (109,5°) en el átomo central que con los orbitales 2 p (90°). El azufre está en el mismo grupo que el oxígeno, y el H 2 S tiene una estructura de Lewis similar. Sin embargo, tiene un ángulo de enlace mucho menor (92,1°), lo que indica una hibridación mucho menor en el azufre que en el oxígeno. Siguiendo hacia abajo en el grupo, el telurio es incluso mayor que el azufre, y para el H 2 Te, el ángulo de enlace observado (90°) es consistente con la superposición de los orbitales 5 p , sin invocar la hibridación. Invocamos la hibridación cuando es necesario para explicar las estructuras observadas. Asignación de la hibridación El sulfato de amonio es importante como fertilizante. ¿Cuál es la hibridación del átomo de azufre en el ion sulfato, SO 4 2− ? Solución La estructura de Lewis del sulfato muestra que hay cuatro regiones de densidad electrónica. La hibridación es sp 3 . Compruebe lo aprendido ¿Cuál es la hibridación del átomo de selenio en el SeF 4 ? Respuesta: El átomo de selenio está hibridado sp 3 d . Asignación de la hibridación La urea, NH 2 C(O)NH 2 , se utiliza a veces como fuente de nitrógeno en los fertilizantes. ¿Cuál es la hibridación del átomo de carbono en la urea? Solución La estructura de Lewis de la urea es El átomo de carbono está rodeado por tres regiones de densidad electrónica, situadas en una disposición trigonal plana. La hibridación en una geometría de pares de electrones trigonal plana es sp 2 ( ), que es la hibridación del átomo de carbono en la urea. Compruebe lo aprendido El ácido acético, H 3 CC(O)OH, es la molécula que da al vinagre su olor y su sabor agrio. ¿Cuál es la hibridación de los dos átomos de carbono del ácido acético? Respuesta: H 3 C , sp 3 ; C (O)OH, sp 2 Conceptos clave y resumen Podemos utilizar orbitales híbridos, que son combinaciones matemáticas de algunos o todos los orbitales atómicos de valencia, para describir la densidad electrónica alrededor de los átomos con enlaces covalentes. Estos orbitales híbridos forman enlaces sigma (σ) dirigidos hacia otros átomos de la molécula o contienen pares solitarios de electrones. Podemos determinar el tipo de hibridación alrededor de un átomo central a partir de la geometría de las regiones de densidad electrónica a su alrededor. Dos de esas regiones implican hibridación sp ; tres, hibridación sp 2 ; cuatro, hibridación sp 3 ; cinco, hibridación sp 3 d ; y seis, hibridación sp 3 d 2 . Los enlaces Pi (π) se forman a partir de orbitales atómicos no hibridados (orbitales p o d ). Ejercicios de fin de capítulo de Química ¿Por qué es necesario el concepto de hibridación en la teoría del enlace de valencia? La hibridación explica la geometría de los orbitales de enlace en la teoría del enlace de valencia. Indique la forma que describe cada conjunto de orbitales híbridos: (a) sp 2 (b) sp 3 d (c) sp (d) sp 3 d 2 Explique por qué un átomo de carbono no puede formar cinco enlaces utilizando orbitales híbridos sp 3 d . No hay orbitales d en la capa de valencia del carbono. ¿Cuál es la hibridación del átomo central en cada uno de los siguientes? (a) BeH 2 (b) SF 6 (c) PO 4 3− (d) PCl 5 Una molécula con la fórmula AB 3 podría tener una de las cuatro formas diferentes. Indique la forma y la hibridación del átomo central A de cada uno. trigonal plana, sp 2 ; trigonal piramidal (un par solitario en A) sp 3 ; en forma de T (dos pares solitarios en A sp 3 d , o (tres pares solitarios en A) sp 3 d 2 . La metionina, CH 3 SCH 2 CH 2 CH(NH 2 )CO 2 H, es un aminoácido que se encuentra en las proteínas. La estructura de Lewis de este compuesto se muestra a continuación. ¿Cuál es el tipo de hibridación de cada carbono, oxígeno, nitrógeno y azufre? El ácido sulfúrico se fabrica mediante una serie de reacciones representadas por las siguientes ecuaciones: S 8 ( s ) + 8 O 2 ( g ) ⟶ 8 SO 2 ( g ) 2 S O 2 ( g ) + O 2 ( g ) ⟶ 2 SO 3 ( g ) SO 3 ( g ) + H 2 O ( l ) ⟶ H 2 SO 4 ( l ) Dibuje una estructura de Lewis, prediga la geometría molecular por VSEPR y determine la hibridación del azufre en lo siguiente: (a) molécula circular S 8 (b) Molécula de SO 2 (c) Molécula de SO 3 (d) Molécula de H 2 SO 4 (los átomos de hidrógeno están unidos a átomos de oxígeno). (a) Cada S tiene una geometría doblada (109°), sp 3 . (b) Doblado (120°), sp 2 (c) Trigonal plana, sp 2 (d) Tetraédrica, sp 3 Dos importantes productos químicos industriales, el eteno, C 2 H 4 , y el propeno, C 3 H 6 , se producen mediante el proceso de craqueo al vapor (o térmico) 2 C 3 H 8 ( g ) ⟶ C 2 H 4 ( g ) + C 3 H 6 ( g ) + CH 4 ( g ) + H 2 ( g ) En cada uno de los cuatro compuestos de carbono, haga lo siguiente: (a) Dibuje una estructura de Lewis. (b) Prediga la geometría en cuanto al átomo de carbono. (c) Determine la hibridación de cada tipo de átomo de carbono. El análisis de un compuesto indica que contiene un 77,55 % de Xe y un 22,45 % de F en masa. (a) ¿Cuál es la fórmula empírica de este compuesto? (Asuma que esta es también la fórmula molecular al responder las partes restantes de este ejercicio) . (b) Escriba una estructura de Lewis para el compuesto. (c) Prediga la forma de las moléculas del compuesto. (d) ¿Qué hibridación coincide con la forma que predijo? (a) XeF 2 (b) (c) lineal (d) sp 3 d Considere el ácido nitroso, HNO 2 (HONO). (a) Escriba una estructura de Lewis. (b) ¿Cuáles son los pares de electrones y las geometrías moleculares de los átomos internos de oxígeno y nitrógeno en la molécula de HNO 2 ? (c) ¿Cuál es la hibridación en los átomos de oxígeno y nitrógeno internos en el HNO 2 ? Las cerillas de encendido fácil contienen una capa de KClO 3 y otra de P 4 S 3 . El calor producido por la fricción al golpear la cerilla hace que estos dos compuestos reaccionen vigorosamente, lo que prende fuego al palito de madera de aquella. El KClO 3 contiene el ClO 3 – ion. El P 4 S 3 es una molécula inusual con la estructura del esqueleto. (a) Escriba las estructuras de Lewis para el P 4 S 3 y el ClO 3 – ion. (b) Describa la geometría sobre los átomos de P, el átomo de S y el átomo de Cl en estas especies. (c) Asigne una hibridación a los átomos de P, al átomo de S y al átomo de Cl en estas especies. (d) Determine los estados de oxidación y la carga formal de los átomos del P 4 S 3 y el ion ClO 3 – . (a) (b) Átomos de P, piramidal trigonal; átomos de S, doblados, con dos pares solitarios; átomos de Cl, piramidal trigonal; (c) La hibridación sobre P, S y Cl es, en todos los casos, sp 3 ; (d) Estados de oxidación P +1, S – 1 1 3 , Cl +5, O –2. Cargas formales: P 0; S 0; Cl +2: O –1 Identifique la hibridación de cada átomo de carbono en la siguiente molécula. (La disposición de los átomos está dada; tienes que determinar cuántos enlaces conectan cada par de átomos) Escriba las estructuras de Lewis para NF 3 y PF 5 . Con base en los orbitales híbridos, explique el hecho de que NF 3 , PF 3 y PF 5 son moléculas estables, pero NF 5 no existe. El fósforo y el nitrógeno pueden formar híbridos sp 3 para formar tres enlaces y mantener un par solitario en PF 3 y NF 3 , respectivamente. Sin embargo, el nitrógeno no tiene orbitales de valencia d , por lo que no puede formar un conjunto de orbitales híbridos sp 3 d para unir cinco átomos de flúor en el NF 5 . El fósforo tiene orbitales d y puede unir cinco átomos de flúor con orbitales híbridos sp 3 d en PF 5 . Además del NF 3 , se conocen otros dos derivados fluorados del nitrógeno: N 2 F 4 y N 2 F 2 . ¿Qué formas predice para estas dos moléculas? ¿Cuál es la hibridación del nitrógeno en cada molécula? orbital híbrido orbital creado por la combinación de orbitales atómicos en un átomo central. hibridación modelo que describe los cambios en los orbitales atómicos de un átomo cuando este forma un compuesto covalente. orbital híbrido sp uno de un conjunto de dos orbitales con una disposición lineal que resulta de la combinación de un orbital s y uno p . orbital híbrido sp 2 uno de un conjunto de tres orbitales con una disposición trigonal plana que resulta de la combinación de un orbital s y dos p . orbital híbrido sp 3 uno de un conjunto de cuatro orbitales con una disposición tetraédrica que resulta de la combinación de un orbital s y tres p . orbital híbrido sp 3 d uno de un conjunto de cinco orbitales con una disposición bipiramidal trigonal que resulta de la combinación de un orbital s , tres p y uno d . orbital híbrido sp 3 d 2 uno de un conjunto de seis orbitales con una disposición octaédrica que resulta de la combinación de un orbital s , tres p y dos d .

Ciencia