Geometria Molecular

GEOMETRIA MOLECULAR.

La geometría molecular se refiere a la disposición tridimensional de los átomos de una molécula. La geometría de una molécula afecta sus propiedades físicas y químicas; por ejemplo, el punto de fusión, el punto de ebullición, la densidad y el tipo de reacciones en que pueden participar. En general, la longitud y el ángulo de los enlaces se deben determinar de manera experimental. Sin embargo, existe un procedimiento sencillo que permite predecirla geometría de las moléculas o iones con bastante éxito, si se conoce el número de electrones que rodean al átomo central, según su estructura de Lewis. El fundamento de este enfoque es la suposición de que los pares de electrones de la capa de valencia de un átomo se repelen entre sí. La capa de valencia es la capa externa ocupada por electrones en un átomo; contiene los electrones que generalmente están implicados en el enlace. En un enlace covalente, un par de electrones, a menudo llamado par enlazante, es el responsable de mantener dos átomos juntos. Sin embargo, en una molécula poliatómica, donde hay dos o más enlaces entre el átomo central y los átomos que lo rodean, la repulsión entre los electrones de diferentes pares enlazantes hace que se mantengan lo más alejados que sea posible. La geometría que finalmente adopta la molécula (definida por la posición de todos los átomos) es aquella en la que la repulsión es mínima. Este enfoque para estudiar la geometría molecular se llama modelo de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV), ya que explica la distribución geométrica de los pares electrónicos que rodean al átomo central en términos de la repulsión electrostática entre dichos pares.

Dos reglas generales para la aplicación del modelo RPECV son:

1 . Al considerar la repulsión de los pares electrónicos, los enlaces dobles y los triples se pueden tratar como si fueran enlaces sencillos. Éste es un buen enfoque con propósitos cualitativos. Sin embargo, se debe observar que, en realidad, los enlaces múltiples son "mayores" que los enlaces sencillos; es decir, como hay dos o tres enlaces entre dos átomos, la densidad electrónica ocupa mayor espacio.

2. Si una molécula tiene dos o más estructuras resonantes, es posible aplicar el modelo RPECV a cualquiera de ellas. Por lo general, las cargas formales no se muestran.

Con este modelo en mente se puede predecir la geometría de las moléculas (e iones) de manera sistemática. Para lograrlo, es conveniente dividir las moléculas en dos categorías, dependiendo de la presencia o ausencia de pares electrónicos libres en el átomo central.

MOLÉCULAS EN LAS QUE EL ÁTOMO CENTRAL NO TIENE PARES DE ELECTRONES LIBRES.

Para simplificar, se considerarán moléculas que contengan átomos sólo de dos elementos, A y B, de los cuales A es el átomo central. Estas moléculas tienen la fórmula general ABx ' donde x es un entero 2, 3, ... (Si x = 1, se tiene una molécula di atómica AB que, por definición, es lineal.) En la gran mayoría de los casos, x está entre 2 y 6.

En la tabla 10.1 se muestran cinco posibles distribuciones de pares electrónicos alrededor del átomo central A. Como resultado de la repulsión mutua, los pares electrónicos se alejan lo más posible entre sí. Observe que la tabla muestra la distribución de los pares electrónicos pero no la posición de los átomos alrededor del átomo central. Las moléculas en las que el átomo central no tiene pares libres tienen una de estas cinco distribuciones de pares enlazantes.

Con base en la tabla 10.1 como referencia, se estudiará la geometría de las moléculas con fórmulas AB2, AB3, AB4, ABs Y AB6'

AB2: cloruro de berilio (BeC12)

La estructura de Lewis del cloruro de berilio en estado gaseoso es

Debido a que los pares enlazan tes se repelen entre sí, deben estar en los extremos opuestos de una línea recta para estar tan alejados como sea posible. Así, se puede predecir que el ángulo del ClBeCl es de 1800 y la molécula es lineal (véase la tabla 10.1). El modelo de "esferas y barras" del BeC12 es

AB3: trifluoruro de boro (BF3)

El trifluoruro de boro contiene tres enlaces covalentes, o pares enlazantes. En la distribución más estable, los tres enlaces BF apuntan hacia los vértices de un triángulo equilátero con el B en el centro del triángulo:

De acuerdo con la tabla 10.1 , la geometría del BF3 es trigonal plana porque los tres átomos terminales están en los vértices de un triángulo equilátero, que es plano:

Entonces, cada uno de los tres ángulos FBF es de 120°, y los cuatro átomos se encuentranen el mismo plano.

AB4 : metano (CH4)

La estructura de Lewis del metano es:

Debido a que hay cuatro pares enlazantes, la geometría del CH4 es tetraédrica (véase la tabla 10.1). Un tetraedro tiene cuatro lados (el prefijo tetra significa "cuatro"), o cuatro caras, siendo todas triángulos equiláteros. En una molécula tetraédrica, el átomo central (en este caso el C) se localiza en el centro del tetraedro y los otros cuatro átomos están en los vértices. Los ángulos de enlace son de 109.5°.

ABs: pentacloruro de fósforo (PCls)

La estructura de Lewis del pentac1oruro de fósforo (en la fase gaseosa) es

La única forma de reducir las fuerzas de repulsión entre los cinco pares enlazan tes es distribuir los enlaces PCI en forma de una bipirámide trigonal (véase la tabla 10.1). Una bipirámide trigonal se forma al unir por la base triangular común a dos tetraedros:

El átomo central (en este caso el P) está en e! centro del triángulo común con los átomos que le rodean colocados en los cinco vértices de la bipirámide trigonal. Se dice que los átomos que se localizan arriba y abajo del plano triangular ocupan posiciones axiales, y los que se localizan en el plano triangular ocupan posiciones ecuatoriales. El ángulo entre cualquiera de los enlaces ecuatoriales es de 120°; el que se forma entre un enlace axial y uno ecuatorial es de 90°, y el que se forma entre dos enlaces axiales es de 180°.

AB6: hexafluoruro de azufre (SF6)

La estructura de Lewis del hexafluoruro de azufre es:

.. '

La distribución más estable para los seis pares enlazantes SF es en forma de un octaedro, como se muestra en la tabla 10.1. Un octaedro tiene ocho lados (e! prefijo acta significa "ocho"), y se forma uniendo por la base dos pirámides de base cuadrada.

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